1. BO. Atom sebagai unsur bebas = 0 - REDOKS & ELKIM ST.AGNES

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

BILANGAN OKSIDASI

Bilangan Oksidasi ( Biloks = BO

) ialah banyaknya muatan

suatu atom dalam

senyawa

atau

ion

Contoh : BO dari : - Fe dalam FeCl

2

= +2 ; Fe dalam Fe

2

(SO

4

)

3

+3

- N dalam NH

3

= -3 ; N dalam N

2

O

5

= +5

Ketentuan – ketentuan BO

1. BO. Atom sebagai

unsur bebas

= 0

Bentuk-bentuk UNSUR BEBAS :

a) atom logam ; mis : Na, Fe, dsb : BO. Fe dalam atom

besi(Fe) = 0

b) molekul diatomik homogen ( mis : H

2

, O

2,

Cl

2= dsb )

; BO. H dalamH

2

= 0

c) poliatomik homogen ( O

3

, P

4

, S atau S

8

) ; BO. P dalam P

4

= 0

2. BO. Hidrogen ( H ) dalam senyawa : + 1

- Mis : BO. H dalam H

2

O = 1 ; dalam HCl = 1 , dalam NH

4+

= 1

-

KECUALI

: dalam senayawa

Hidrida = -1

( Hidrifda ioalah senyawa H dengan logam, mis : NaH , CaH

2

, AlH

3

)

- BO. Hdalam NaH = -1 ; dalam CaH

2

= -1

3. BO.Oksigen ( O ) dalam senyawa = -2

- Mis : BO. O dalam H

2

O = -2 ; dalam P

2

O

3

= -2

-

KECUALI

: a) sebagai Peroksida ( oksida yg kelebihan 1 O ; mis Na

2

O

2,

H

2

O)

= -1

- BO. O dalam K

2

O = -1

b) sebagai superoksida (oksida yg kelebihan 3 O : mis KO

2

) = ½

- BO. O dalam NaO2 = - ½

c) dalam F2O = +2

4. BO. Logam dalam senyawa = selalu positif, dan = valensinya

- Mis. BO. Na dalam NaCl = +1 ; dalam Na2SO4 = +1

BO Cu dalam CuBr = + 1 ; dalam CuSO4 = +2

5. ( JUMLAH ) BO ( atom-atom ) dalam senyawa = 0 atau BO senyawa = 0

- Mis ( jml ) BO . H2O = 0 ; BO. FeSO4 = 0

6. ( JML ) BO. (atom-atom) dalam ion = muatan ion tsb atau BO ion = muatannya - Mis. BO Fe2+ _{= +2 ; ( jml ) BO . NO}

3- = -1 ; ( jml ) BO. SO42- = - 2

Cara Menghitung BO.

1. Menentukan BO suatu atom dalam senyawa ( jml BO senyawa = 0 )

a) Tentukan BO. S dalam K

2

SO

4

BO : 1 x -2

K

2

S O

4

b) Tentukan BO atom Cr dalam Na

2

Cr

2

O

7

BO 1 x -2

Na

2

Cr

2

O

7



BO 2 2x -14 (2) + (2x) + (-14) = 0

2x = 14 – 2 = 12 x = +6

Jadi BO Cr dalam Na

2

Cr

2

O

7

= +6

2. Menentukan BO atom dalam ion ( jml BO. Ion = muatannya )

Tentukan BO. N dalam NO

3

BO x -2

N O

3



BO x -6 (x) + (-6) = -1 x = 6 – 1 = 5

Jadi BO N dalam ion NO

3-

= +5

REAKSI OKSIDASI – REDUKSI ( REDOKS )

Oksida

si

:

Teori Lama : 1. Reaksi dengan oksigen ( O

2

) : Cu + O

2

CuO

2. Reaksi penambahan O : CO + O

2

CO

2

Teori Baru : 1. Rekasi pelepasan elektron : Na Na

+

_{+ e}

2. reaksi penambahan BO : Cu

+

_Cu

2+

_{+ e}

3. Reaksi penguranga muatan negatif : 2 F

-

_F

2

+ 2 e

Reduksi .

Teori Lama : 1. Reaksi dengan hidrogen ( H

2

) : CuO + H

2

Cu + H

2

O

2. Reaksi pengurangan O : CO

2

+ C 2 CO

Teori Baru : 1. Reaksi penangkapan elektron : K

+

_{+ e K}

2. Reaksi pengurangan BO : Fe

3+

_{+ e Fe}

2+

_{3. Reaksi penambahan muatan negatif : Cl}

2

+ 2e 2 Cl

-Oksidator

: ialah zat yang : 1. mengoksidasi zat lain

2. direduksi

3. BO-nya berkurang

Reduktor

: ialah zat yang : 1. mereduksi zat lain

2. dioksidasi

oksidasi

Reaksi : Zn + 2 HCl Zn Cl2 + H2 BO. Zn : 0 ke +2

Reduksi BO. H : +1 ke 0

oksidator reduktor

Catatan : - Reaksi redoks , jika dalam reaksi tsb terjadi

perubahan BO

- Reaksi nonredoks , jika dalam reaksi tsb tidak terjadi

perubahan BO- dari atom-atomnya.

ELEKTROKIMIA

Elektrokimia merupakan proses perubahan energi listrik menjadi energi

kimia, dan sebaliknya. Proeses tersebut dituliskan sebagai berikut.

energi listrik



energi (reaksi) kimia

Perubahan tersebut berlangsung dalam suatu rangkaian alat yang

disebut

sel .

Sel elektrokimia terdiri dari 2 macam, yaitu:

1. Sel Galvani (sel Volta), dan

2 Sel Elektrolisis

Proses perubahan energi listrik menjadi kimia disebut ( SEL )

ELEKTROLISIS; misalnya penyepuhan/pelapisan logam dan

pemurnian logam.

Proses perubahan energi (reaksi kimia) menjadi energi listrik disebut:

( SEL ) VOLTA atau ( SEL ) GALVANI ; contohnya pada baterai, aki,

dsb.

Perbedaan fungsi dari sel volta dan sel elektrolisis adalah :

SEL VOLTA : berfungsi sebagai sumber energi

SEL ELEKTROLISIS: berfungs memanfaatkan energi listrik.

Pada sel volta dan sel elektrolisis keduanya terdiri dari ( Persamaan )

(1)

Elektrolit : zat yang membawa muatan listrik

(2)

elektroda : zat yang merupakan media untuk transfer

lektron

Prinsip dasar:



Semua logam dalam air (larutan) akan melepaskan elektron.

(teroksidasi )

M(s)



M

n+

+

ne ; Fe Fe

2+

+ 2e



Kemampuan setiap logam untuk melepas elektron

tidak sama

, karena

potensial setiap logam tidak sama. Kemampuan logam untuk melepas

elektron tersebut disusun sebagai Deret Volta (Deret Nernst).

K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Makin ke kiri :Potensial oksidasi logam >>> (makin mudah melepas

elektron)

Misalnya : K

(s)



K

+

+ e lebih mudah dibandingkan : Na

(s)



Na

+

+

e

Contoh:

Sebatang logam Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO

4

Zn

Larutan ZnSO₄

Zn2+ + 2e Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e

Potensial Sel (Esel)

Zn2+ + 2e Zn E_Zno (red) = -1,65 V

Cu2+ + 2e Cu E_Cuo (red) = + 0,71V

Potensial oksidasi logam =

-

potensial reduksi ionnya atau Eoks = - E red

Zn

Bila b > a, maka M

y+

_{akan direduksi, sehingga terjadi reaksi sebagai berikut.}

M

y+

_{+ y e}

Jika konsentrasi ion-ion = 1 M , rumus di atas dapat disederhanakan menjadi :

E sel = E10 - E 20 dengan E10 > E 20 dan E adalah E red

Notasi Sel

Notasi sel adalah penulisan skematis tentang suatu sel volta dengan ketentuan berikut:

(1) sisi kiri dan kanan dipisahkan oleh jembatan garam yang ditandai sebagai



Untuk sel di atas,notasi sel:

Besarnya potensial reduksi standar (Eo_{) pada 25}o_{C untuk beberapa ion logam seperti berikut ini.}

Reaksi setengah sel Eo _(Volt)

Sel kering sebenarnya tidak kering sama sekali, akan tetapi elektrolitnya merupakan serbuk basah yang mengandung amonium klorida dan seng klorida (pasta).

Susunan selnya dapat dituliskan sebagai berikut.

Dari reaksi total itu dapat dilihat bahwa senyawa yang larut tidak ikut dalam reaksi, sehingga konsentrasi tidak berubah secara signifikan. Dengan demikian sel ini memiliki tegangan yang lebih stabil.

2. Aki ( sel sekunder)

Aki disebut sel sekunder, karena dapat diisi ulang setelah energi listriknya habis. Reaksi pada saat penggunaan dan isi ulang dapat dituliskan sebagai berikut.

a. Pada saat sebagai sumber listrik:

Notasi sel: Pb / H2SO4 ( 1,3) / PbO2

Anoda (-) : Pb (s) + SO42-  PbSO4 (s) + 2e

Katoda (+): PbO2 (s) + 4 H+ + SO42- + 2e  PbSO4 (s) + 2H2O +

Pb (s) + PbO2 (s) + 4 H+ + 2SO42- 2PbSO4 (s) + 2H2O

Pada saat diisi:

2 PbSO4 (s) + 2 H2O + Energi ( listrik )  Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ + 2 SO4

2-SEL ELEKTROLISIS

- Pada sel elektrolisis terjadi perubahan : energi listrik menjadi energi kimia ; energi listrik digunakan untuk proses kimia

- Ketentuan pada Elektrolisis :

A. Proses di Katoda: ( = Reduksi ) Bentuk zat :

(1) Leburan: semua kation direduksi ( M n+ _{+ n e}

 M )

Misalnya : Na + _{+ e Na}

(2) Larutan:

a). Asam : H+ _{dari asam , direduksi : 2H}+ _{+ 2e}

 H2 (g)

b). Tidak semua kation logam direduksi :

* Ion-ion logam golongan IA, IIA, dan IIIA, ( misalnya Na+_{, K}+_{, Ca}2+_{, Al}3+ _{) :}

- tidak direduksi, karena Eo _{nya < E}o _H 2O

- yang direduksi adalah pelarutnya : 2H2O + 2e  H2 (g) + 2OH

-c). Kation lainnya ( bukan go; I, II, dan III – A ) : DIREDUKSI - contoh : Cu2+ _{+ 2e}

 Cu (s)

B. Proses di Anoda ( Oksidasi )

1. Anoda inert / stabil (C, Pt) a). OH- _{dari basa: 4OH}-_{ 2H}

2O + O2(g) + 4e

b. anion tanpa O (“…….ida”) , seperti Cl-_{, Br}-_{, I}-_{: 2Cl}

- Cl2 (g) + 2e

c). anion dengan O ( SO42-, NO3-): 2H2O  O2 (g) + 4H+ + 4e

2. Anoda tak inert, ( selain C , Pt ) misal Ag, Cu, Au, : DIOKSIDASI ( mis : Ag  Ag+ +e )

Contoh-contoh Prosses Elektrolisis

- +

(-) ₍₊₎

Katoda Anoda

Pt _Pt

Na+ Cl

-Reaksi yang terjadi:

Zat: NaCl (l)  Na+ + Cl- _{] 2x}

Pada katoda: Na+ _{+ e}

 Na (s) ] 2x

Pada anoda: 2Cl- _-2e

 Cl2 (g) +

2NaCl (l)  2 Na (s) + Cl2 (g)

2. Elektrolisis Larutan NaCl

Berbeda dengan leburan, maka dalam larutan terdapat H2O. Dengan demikian dalam larutan

terjadi peruraian seperti berikut: NaCl  Na+ + Cl

-H2O



H+ + OH

-Untuk mengetahui reaksi yang terjadi pada elektroda (elektroda Pt) perlu diketahui lebih dulu potensial reduksi standar berikut:

Na+ _{+ e}



_{Na (s) ; E}o _{= -2,71 V}

H2O + 2e



H2(g) + 2OH- ; Eo = -0,83 V

Eo _H

2O > Eo Na+ , sehingga H2O lebih mudah direduksi dari pada Na+. Jadi tidak

memungkinkan dalam reaksi ini terjadi logam natrium seperti pada elektrolisis leburan NaCl. Selama elektrolisis terjadi reaksi sebagai berikut:

NaCl (aq)



Na+ _{+ Cl}- _2X

Pada katoda: 2H2O + 2e



H2(g) + 2OH

-Pada anoda: 2Cl-



_Cl

2 (g) + 2e

+

2NaCl (aq) +2H2O



2 Na+ + H2(g) + 2OH-+ Cl2 (g)

Gas H2 dan Cl2 ditampung secara terpisah, sehingga di dalam larutan kaya akan Na+ dan OH- yang

kemudian dapat dipekatkan menghasilkan NaOH.

3. Elektrolisis Larutan K2SO4 Reaksi yang terjadi:

Zat: K2SO4 (aq)



2K+ + SO4

-Katoda : 2H2O + 2e



H2(g) + 2OH- 2X

Anoda: 2H2O



O2 (g) + 4H+ + 4e +

K2 SO4 (aq) + 2 H2O



2K+ + SO4-+ H2(g) + 2OH-+ O2 (g) + 4 H+

4. Elektrolisis Larutan CuSO4

Elektroda yang digunakan bukan C atau Pt, melainkan elektroda Ag (dapat dioksidasi). Reaksi yang terjadi: elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel.

Satu faraday adalah besarnya arus listrik yang digunakan untuk mereduksi satu mol ekivalen zat

pada katoda atau mengoksidasi satu mol ekivalen zat di anoda.

* Arus 1 faraday



1 mol elektron



1 molek zat.

Contoh : Berapa gram Cu yang diendapkan di katoda jika larutan Cu(NO3)2 dialiri arus

sebesar 4 Faraday ? ( Ar Cu = 63,5 ) Jawab: Cu(NO3)2 Cu2+ + 2NO3- , n = 2

Arus 4 F = 4 molek Cu

= 4/2 mol = 4/2 x 63,5 = 127 gram.

1. a) Tentukan BO. N dalam : NH3 , N2O3 , dan Ca(NO3)2

b) Tentukan BO. Mn dalam MnO2 dan MnO4

-c)

Tentukan BO Cl dalam Cl2 , NaClO2 dan ClO4

-2. Tentukan : a) proses oksidasi – reduksi b) oksidator dan reduktor c) perubahan BO-nya dari reaksi berikut

Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O

3. a. Apa dasar penyusunan logam pada Deret Volta ?

b. Urutkan unsur-unsur ogam berikut (mulai dari yang terkecil) menurut kemampuannya untuk dioksidasi

4. Definisan potensial suatu sel elektrokimia 5. Dari reaksi : Fe(s) + 3 Ag+  Fe3+ + 3 Ag(s);

jika E0 _Fe3+_{/ Fe = a volt dan E}0 _Ag+_{/ Ag = b volt dan a > b maka :}

a. logam apa yang berungsi sebagai anoda b. logam apa yang berfungsi sebagai katoda c. tuliskan notasi selnya

d. hitung potensil selnya ( konsentrasi ion-ion logam = 1 M ) e. hitung otensial selnya jika : [ Fe3+ _{] = 0,1 M dan [ ag}+ _{] = 0,2 M}

6. Pada proses elektrolisis, di tode terjadi reduksi dan di anoda terjadi oksidasi . Jelaskan mengapa ion Na+ _{dari leburan NaCl direduksi sedangkan ion Na}+ _{dari larutan NaCl tidak direduksi}

7. Jika potensial proses ; H+ _{+ e}

 ½ H2 (g) = 0 volt

a. berapa potensial larutan ion-ion logam yang dapat direduksi , berikan 5 contoh ion-ion logam tsb b. berapa potensial ion-ion logam yang tidak dapat direduksi ; berikan 5 contoh on-ion logam tsb 8. tuliskan proses elektrolisis dari :

a. leburan KBr ( elektrode C ) b. larutan Ca(NO3)2 ( elektrode Pt )

c. larutan FeSO4 ( elektrode Cu )

9. Berapa gram Ni ( Ar = 60 ) dari larutan NiSO4 yang menenmpel di katode pada elektrolisis

menggunakan arus 10 F