Redok Dan Elektrokimia_1433986632

R

Reak

eakssi i R

Red

edo

okkss

d

da

an

n E

Ele

lekkttrok

rokim

imia

ia

A

Apapakah Akah Anda snda serinering g mmengengggunakan kaunakan kallkulkulator untator untuk meuk mengnghihitung? tung? TTiidadakk hanya

hanya AAnda, penda, penjnjual saual sayurayuran di n di lliingkungngkungan teman tempapat At A nda tinda tinggnggal jal juguga sa serieringng m

mengengggunakan kalunakan kalkulkulator, bukan? Bagator, bukan? Bagaimaaimanakah kalnakah kalkulkulator dapat beator dapat bekerjkerja?a? Sumbe

Sumber tr tenagenaga aa apakah yapakah yang bng bekerjekerja paa pada kalda kalkulkulatorator?? A

Anda tentu telnda tentu telah mah memempepellajari ajari priprinsnsiip-p-prinprinssiip p reareaksi redoksi redoks ks di kelasdi kelas X

X. M. Masasiih ih ingatkngatkah Aah Anda anda apa pa yayang ng didimmaksud aksud dengdengan reaan reaksi spontan? Reaksiksi spontan? Reaksi spontan terjadi karena adanya perbedaan kemampuan afinitas elektron spontan terjadi karena adanya perbedaan kemampuan afinitas elektron antarpereaksi dalam baterai. Reaksi ini menyebabkan terjadinya aliran antarpereaksi dalam baterai. Reaksi ini menyebabkan terjadinya aliran elektron. A

elektron. A lliiran eran ellektron iektron ininillah yaah yang bng bertiertindak sendak sebabaggai sumai sumbeber tr tenaenaggaa listrik sehingga kalkulator dapat digunakan untuk menghitung.

listrik sehingga kalkulator dapat digunakan untuk menghitung. Pada

Pada babab reab reaksi ksi redoks daredoks dan eln elektrektrokiokimmiia, Aa, Anda anda akan mkan memempepellajariajari kem

kembali bali dan mdan mememahamahami i llebebiih dalh dalam am tenttentang ang reaksi rreaksi redoks beedoks berdasardasarkrkanan peruba

perubahan bihan billoks. oks. RReaeaksi ksi redoks daparedoks dapat t mmenjenjelaskan meelaskan mengengenai nai proses proses yayangng

A

A.. P

Penye

enyetaraa

taraan

n R

Rea

eaks

ksii

Redoks

Redoks

B

B.. S

Sel

el E

Ele

lektrokim

ktrokim ia

ia

C

C.. S

Sel

el E

Elektrolisis

lektrolisis

D

D.. K

Ko r o

o r ossii

d

dan

an

Pengendaliannya

Pengendaliannya

•• meneramenerapkan pkan konskonsep rep reaeaksksi oki okssidasidasi ri redukseduksi dai dalalam sim sisstem eletem elektrokiktrokimiamia

yang m

yang m elibatkaelibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mn energi listrik dan kegunaannya dalam m encegaencegah korosih korosi dan dalam indu

dan dalam indu sstri;tri;

•• menjelamenjelasskakan rean reaksksi oksi oksidasidasi rei reduksduksi dali dalam sam sel eel eleklektrolistrolisisis.. •• menermenerapkapkan Hukan Hukum um FFararadaaday untuk eley untuk elektrktroliolissis is lalarutarutan elen elektrktroliolit.t.

S

Setelah mempelajari bab ietelah mempelajari bab i ni, Anda harus mampu:ni, Anda harus mampu:

menerapkan konsep reaksi oksidasi reduksi dan elektrokimia dalam teknologi menerapkan konsep reaksi oksidasi reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

dan kehidupan sehari-hari. Has

Hasil yang hil yang h arus Anda capai:arus Anda capai:

Ka

Kalkulator blkulator b ekerja karena terjadinya pekerja karena terjadinya p roses rearoses reaksi redoks.ksi redoks. Sumber:

Sumber: www.mpbdp.org www.mpbdp.org 

Ba

Bab

b

2

2

A

A.. P

Pe

enye

nyetara

taraa

an R

n Rea

eaks

ksi R

i Re

edok

dok ss

Persamaan reaksi yang melibatkan redoks biasanya sukar untuk Persamaan reaksi yang melibatkan redoks biasanya sukar untuk di

disesetartarakan deakan dengangan cara biasa n cara biasa sesebabaggaimana aimana AAnda penda pellajari ajari di di KKelas X,elas X, tet

tetapi api mmememerlerlukan meukan metode khtode khusususus. A. A da dua da dua mmetode untuk etode untuk mmenyeenyetaraktarakanan reaksi redoks

reaksi redoks ,  , yayaitu itu mmetodetod e e peruperu bahbah an an bilokbiloks s (( PP )) ddaann  metode setengah  metode setengah reaksi

reaksi. M. Metode PBO etode PBO mmelielibabatktkan pean perubaharubahan bin billoks, seoks, sedadangkangkan men metodetode se

setengah reatengah reaksi ksi mmelielibatkan pelbatkan pelepaepasasan dan penen dan peneririmmaan eaan ellektektronron..

1

1.. M e

M et o

t od e

d e P

PB

BO

O

Metode ini didasarkan pada

Metode ini didasarkan pada kekekalan muatankekekalan muatan, yakni kenaikan biloks, yakni kenaikan biloks atom teroksidasi harus sama dengan penurunan biloks atom tereduksi. atom teroksidasi harus sama dengan penurunan biloks atom tereduksi. Perhatikanlah persamaan reaksi berikut.

Perhatikanlah persamaan reaksi berikut. HNO

HNO₃₃+ Cu+ Cu₂₂OO   →    → Cu(NO Cu(NO

3

3))22 + + NO NO + + HH22OO

A

Atom yatom yang mng mengengalamalami i peperubahan bilrubahan biloks dapoks dapat diat ditenttentukan meukan mellaluialui pe

pemmerikerikssaaaan sen setitiap ap atomatom. D. Dari ari hashasiil l iini ni dikdiketahui bahwetahui bahwa aa atom N tom N dadan Cn Cuu m

mengengalami perubahan bialami perubahan billoks.oks.

++ 5 5 ++ 1 1 ++2 2 ++22

HNO

HNO₃₃ + Cu + Cu₂₂OO   →    → Cu(NO Cu(NO

3

3))22 + NO + H + NO + H22OO

Berdas

Berdasarkan arkan priprinsip nsip kekekalkekekalan muaan muatan, tan, sesetitiap atom yap atom yang mang mengengalamalamii perubahan biloks harus disetarakan dengan cara mengubah koefisien perubahan biloks harus disetarakan dengan cara mengubah koefisien reaks

reaksiinyanya. A. Atom ytom yang ang titidak mdak mengengalamalami i peperubahan brubahan biilloks tioks tidak pedak perlrluu di

disesetaraktarakan paan pada tahap pda tahap penyenyetaraan biletaraan biloks, toks, tetapi dietapi disesetarakan pada tahaptarakan pada tahap akhir untuk memenuhi

akhir untuk memenuhi H H ukuk uum m KKekekekaekalan lan MM assaassa.. Pada p

Pada persersamamaaaan rn reaeaksi ksi tersetersebut, but, bilbiloks atom N oks atom N beberubah dari rubah dari ++55 m

menjadi enjadi ++2 (2 (terjterjadadi i pepenurunan binurunan billoks soks sebebesesar 3 saar 3 satuan)tuan). . Pada Pada atom atom CCu,u, terjadi perubahan biloks dari +1 menjadi +2 (terjadi kenaikan biloks). terjadi perubahan biloks dari +1 menjadi +2 (terjadi kenaikan biloks). O

Olleh kareeh karena ana ada dda dua aua atom Cu, tom Cu, kenaikan tkenaikan total otal bilbiloks Cu adalah 2 soks Cu adalah 2 satuaatuan.n. Perubaha

Perubahan bin billoks atomoks atom--atom patom pada ada reaksi treaksi tersersebebut dapat diut dapat dinyatakan danyatakan dallamam bentuk diagram berikut.

bentuk diagram berikut.

HNO

HNO₃₃ + Cu + Cu₂₂OO   →    → 2Cu(NO 2Cu(NO

3 3))22 + NO + H + NO + H22OO – –55 ––33 ––22 +2 + +2 +2 2 +4+4 Gambar 2.1 Gambar 2.1 S

Serbuk seng erbuk seng dimdim asasukkan ke dukkan ke d alamalam larutan HCl akan terjadi larutan HCl akan terjadi reaksreaksii

redoks ya

redoks yang ng spontan.spontan. Zn + 2H

Zn + 2H++ →→ _ZnZn2+2+ _{+ H + H} 22

Sumber:

Sumber: Chemistry: The Central Chemistry: The Central ScieScience nce ,2000,2000

1

1.. AApa pa yayang ng dimadimaksud ksud dedengangan rean reaksi redoksksi redoks? Jel? Jelasaskan skan secaecara lengra lengkapkap berdasarkan perk

berdasarkan perkemembangabangan kn konsepnya.onsepnya. 2

2.. AApa pa yyaang ng dimdimaaksksud dud deengngaan pen perubrubaahahan biln biloksoks?? 3

3.. AApa ypa yaang dimng dimaksaksud deud dengngaan oksidator dan oksidator dan rn reeduktorduktor. H. Hubuubungngkakan dengn denganan pe

perpirpindahandahan elektn elektron ron yayang terjadi.ng terjadi.

T

Tes

es Komp

Komp et

et ensi Awal

ensi Awal

A

Apakapakah seh semmua reaua reaksi ksi mmelielibabatktkan pean perubahan bilrubahan bilangangan oksidasi? Berian oksidasi? Berikan conkan contoh toh reaksreaksiinyanya..

K

O

Olleh karena keeh karena kenaiknaikan bilan biloks Coks Cu harus su harus samama dea dengngan pean penurunan binurunan billoksoks N

N mmaka aka atom atom CCu harus u harus dikdikalialikan dekan dengngan faan faktktor 3. Aor 3. Atom tom N N dikdikalialikankan deng

dengan faktan faktor 2 seor 2 sehihinggngga diperola diperoleh:eh:

HNO

HNO₃₃ + Cu + Cu₂₂OO   →    → 2Cu(NO 2Cu(NO

3

3))22 + NO + H + NO + H22OO

Persam

Persamaan reaksi aan reaksi mmenjenjadi:adi: 2HNO

2HNO₃₃ + 3Cu + 3Cu₂₂OO   →    → 6Cu(NO 6Cu(NO

3

3))22 + 2NO + H + 2NO + H22OO

Wal

Walaupun aaupun atom N tom N yayang mng mengengalami perubahaalami perubahan bin billoks teloks telahah dise

disetarakan, ttarakan, tetapetapi i adada atom a atom N N llain ain yayang mng muncul uncul ssebebagagai ai iion Non NOO₃₃–– _dalam dalam

s

senyenyawawa Ca Cu(u(NNOO₃₃))₂₂. U. Untntuk meuk memmenuhi enuhi kekekalkekekalan man masassasa, k, kekurangaekurangan 12n 12 ion NO

ion NO₃₃–– _{di dissetarakan dengetarakan dengan man menaenammbabahkan hkan 12 m12 mololekul ekul HHNNOO} 3 3 pada pada

ruas ki

ruas kiri ri sesehihinggngga pea persamrsamaaaan men menjnjadi:adi: 14HNO

14HNO₃₃ + 3Cu + 3Cu₂₂OO   →    → 6Cu(NO 6Cu(NO

3

3))22 + 2+ 2NO + HNO + H22OO

A

Atom N tom N dan Cu sudadan Cu sudah seh setara, ttara, tetapetapi i mmololekul Hekul H₂₂O belum setara.O belum setara. U

Untntuk meuk menyetarakannya, sanyetarakannya, sammakan atom H akan atom H atau O atau O padpada kedua a kedua ruasruas deng

dengan mean mengubangubah h koefikoefisien sien HH₂₂O. Persamaan reaksi menjadi:O. Persamaan reaksi menjadi: 14HNO

14HNO₃₃((aqaq) + 3Cu) + 3Cu₂₂O(O(ss))   →    → 6Cu(NO 6Cu(NO

3

3))22((aqaq) ) + + 22NONO((gg) ) + + 77HH22O(O())

Dengan demikian, reaksi-reaksi kimia yang melibatkan reaksi redoks Dengan demikian, reaksi-reaksi kimia yang melibatkan reaksi redoks dapat disetarakan.

dapat disetarakan.  T

 Taahhaapp-t-taahhaap p uunnttuuk k mmeennyyeetatarraakkaan n ppeerrssaammaaaan n rreeaakkssi i ddeennggaan n ccaarra a PBPBOO adalah sebagai berikut.

adalah sebagai berikut. 1.

1. Tentukan bTentukan biilloks oks ssememua ua atom atom untuk meuntuk mengngetahui aetahui atom-atom tom-atom mmanaana yang

yang memengalami perubahan bingalami perubahan billokoks.s. 2

2.. PasPasangangkan kan oksidaoksidator dator dan pn produknyaroduknya, red, reduktor dan uktor dan produproduknyaknya m

mengengggunakan unakan didiagagram sram sepeepertrti i pada contpada contoh.oh. 3.

3. TamTambabahkan koehkan koefifissiien pen padada a papassangangan tean tersersebut jibut jika terjadi perbeka terjadi perbedadaanan  ju

 jummlalah h aatotom m (s(seeppeerrti pti paadda a aatotom m CuCu).). 4.

4. TeTentukantukan pen perubrubaahahan biln biloksoks, ba, baik ik rereduduktor maktor maupupun oksun oksidatoridator. N. Nililaaii perubahan ini merupakan faktor penyetara, yang dikalikan dengan perubahan ini merupakan faktor penyetara, yang dikalikan dengan koefesien reaksinya.

koefesien reaksinya. 5.

5. SeSetaratarakan akan atomtom--aatom lain yatom lain yang tidak mng tidak meengngalamalami i redreduksuksi i dadan oksidan oksidassii unt

untuk meuk memmenuhi enuhi HHukum Kekekalan Mukum Kekekalan Masassasa.. 6.

6. PeriPeriksaksallah aah apapakah pekah persarsammaaaan sudan sudah seh setara, baik tara, baik mmasassa sa mmaupaupunun muatannya. muatannya. Ga Gambmbar 2.2ar 2.2 A m o n i u m d i k r o m a t m e n g a l a m i A m o n i u m d i k r o m a t m e n g a l a m i reaksi auto-redoks (disproporsionasi). reaksi auto-redoks (disproporsionasi). (NH

(NH44))22CrCr22OO77 →→NN22 +  + 4H4H22O + CrO + Cr22OO33

Sumber:

Sumber: Chemistry: The Central Chemistry: The Central SScience cience , 2000, 2000

–3 × (– –3 × (–22))

++2 × (3)2 × (3)

Ka

Katt a Kun

a Kun ccii

•• PPe re ru b au b ah ah an b in b il o kl o ks s ((PPBBO )O ) •• M eM et o dt o de se seet et en g an g ah r eh r eaak sk sii •• H uH uk uk um Km Ke ke keek ak al al an M un M uaat at ann •• H uH uk uk um K em K ek ek ek ak allaan M an M assssaa •• OOkkssiidd aatt oo rr

•• RReedd uu kk tt oo rr

Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Metode PBO Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Metode PBO

L

Logaogam sm seng eng bereabereaksi ksi dengdengan asan asam am ninitrtrat meat menurnurut ut reaksi berireaksi berikutkut.. Z

Znn((ss) + 2HNO) + 2HNO₃₃((aqaq))   →    → Zn(NOZn(NO 3

3))22((aqaq) + ) + HH22((gg))

Setarakan persam

Setarakan persamaaaan n tersebut dengatersebut dengan n mmetode Petode PBOBO..

Contoh

Contoh

2.1

2.1

Jawab: Tahap 1

Menentukan atom yang mengalami perubahan biloks. Pada reaksi ini atom Zn dan N

0 +5 +2 –3

Zn + HNO₃  →   Zn(NO

3)2 + NH4NO3 Tahap 2–3

Menentukan pasangan oksidator dan reduktor serta menyetarakan jumlah atomnya.

Zn + HNO₃  →   Zn(NO

3)2 + NH4NO3

Tahap 4

Menentukan nilai perubahan biloks dan menyetarakannya.

Zn + HNO₃  →  Zn(NO

3)2 + NH4NO3

Hasil penyetaraan muatan adalah

4Zn + HNO₃  →   4Zn(NO

3)2 + NH4NO3 Tahap 5

Setarakan atom-atom yang lain dengan cara memeriksa jumlah atom-atomnya. Atom N: ada 10 atom N di ruas kanan, tambahkan 9 HNO₃ di ruas kiri agar atom N sama dengan ruas kanan.

4Zn + 10HNO₃  →  4Zn(NO

3)2 + NH4NO3

Atom O: ada 30 atom O di ruas kiri dan 27 atom O di ruas kanan, tambahkan 3 H₂O di ruas kanan sehingga jumlah atom O sama.

4Zn + 10HNO₃  →  4Zn(NO

3)2+ NH4NO3+ 3H2O

Atom H juga harus disetarakan dengan cara memeriksanya di kedua ruas.

Persamaan reaksi yang sudah setara dan lengkap dengan fasanya adalah sebagai berikut. 4Zn(s) + 10HNO₃(aq)  →  4Zn(NO

3)2(aq) + NH4NO3(aq) + 3H2O() Tahap 6

Periksalah apakah persamaan di atas sudah memenuhi kekekalan massa dan muatan.

–8 × (–1)

+2 × (4)

2. Metode Setengah Reaksi

Penyetaraan persamaan redoks dengan metode setengah reaksi didasarkan pada transfer elektron. Untuk mengetahui jumlah elektron yang ditransfer dilakukan pemisahan persamaan ke dalam dua setengah reaksi. Masing-masing setengah reaksi disetarakan, kemudian digabungkan kembali untuk memperoleh persamaan reaksi redoks yang setara, baik muatan maupun massanya.

a. Reaksi Redoks dalam Suasana Asam

 Tinjau reaksi ion MnO₄– _{dan Fe}2+ _{dalam suasana asam dengan}

persamaan kerangka sebagai berikut.

MnO₄– _{+ Fe}2+  _{ →  Mn}2+ _{+ Fe}3+

 Tahap-tahap penyetaraan dengan metode ini adalah sebagai berikut. 1. Memisahkan persamaan kerangka ke dalam dua setengah reaksi.

+5 –3

0 +2

Mahir

Menjawab

Jika KMnO₄  bereaksi dengan H₂C₂O₄dalam suasana asam , sebagian hasilnya adalah M nSO₄ dan CO₂. Dalam reaksi ini 1 m ol KMnO₄ menerima .... A. 1 elek tro n B. 2 elek tro n C. 3 e lek tr on D. 5 e lek tr on E. 7 elek tro n Pembahasan

Ada d ua cara penyelesaian, yaitu: a. M e t o d e se t en g a h r ea ksi : 8H+ _{+ M n O} 4  – _{+ 5e} – _→ M n2+ _{+ 4 H} 2O (suasana asam )

elektron yang terlibat = 5e –

b . M e t od e b i la ng an o k si d asi (biloks): KMnO₄ → Mn SO 4   +7 + 2  5e –

Jadi, dalam reaksi ini 1 mo l KMnO₄ menerim a 5 elektron. (D)

MnO₄–  → _Mn2+ _{(reaksi reduksi)}

Fe2+  → Fe3+ (reaksi oksidasi)

2. Menyetarakan jumlah atom-atomnya sesuai Hukum Kekekalan Massa. 3. Menyetarakan muatan listrik (kekekalan muatan) dengan cara menambahkan elektron pada ruas kiri (untuk reaksi reduksi) dan ruas kanan (untuk reaksi oksidasi).

4. Menggabungkan kedua setengah reaksi untuk menyetarakan persamaan reaksi, baik muatan maupun massanya.

b. Penyetaraan Setengah Reaksi Reduksi

Pada setengah reaksi reduksi, atom Mn disetarakan dengan cara menyamakan koefisien pereaksi dan produknya. Penyetaraan atom O dilakukan dengan menambahkan H₂O pada ruas kanan.

MnO₄–  → Mn2+ + 4H

2O

Kelebihan atom H di ruas kanan disetarakan dengan menambahkan asam (ion H+_{) pada ruas kiri (ingat suasana asam).}

MnO₄– _{+ 8H}+  → Mn2+ + 4H

2O

Muatan listrik di ruas kiri ada +7 dan di ruas kanan ada +2. Untuk menyetarakannya, tambahkan lima elektron pada ruas kiri.

MnO₄– _{+ 8H}+ _{+ 5e}–  → _Mn2+ _{+ 4H}

2O (setengah reaksi reduk si)

Periksalah apakah persamaan sudah setara muatan dan massanya. c. Penyetaraan Setengah Reaksi Oksidasi

Setengah-reaksi oksidasi untuk besi sudah setara ditinjau dari jumlah atom, tetapi muatannya belum setara. Jadi, tambahkan satu elektron pada ruas kanan persamaan.

Fe2+  →Fe3+ + e– _{(setengah reaksi oksidasi)}

 Tahap akhir adalah menggabungkan kedua setengah reaksi untuk menghilangkan elektron dalam kedua setengah reaksi sebab elektron tidak muncul dalam persamaan reaksi netral. Penghilangan elektron dapat dilakukan dengan perkalian silang jumlah elektronnya.

MnO₄– _{+ 8H}+ _{+ 5e}–  → _Mn2+ _{+ 4H}

2O (×1)

Fe2+  → _Fe3+ _{+ e}– _(×5)

Persamaan akhir menjadi:

MnO₄– _{+ 8H}+ _{+ 5Fe}2+  → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H

2O

Periksalah apakah muatan dan massanya sudah setara.

Gamb ar 2.3

Reaksi oksidasi asam oksalat oleh KMnO4 dalam suasana asam

5C2O42–  + 2 M n O4 –  + 16H+

→_{10CO2 + 2 M n}2+ _{+ 8H} 2O

Sumber: Chemistry: The Central  Science ,2000

Penyetaraan Persamaan Redoks dalam Suasana Asam dengan Metode Setengah Reaksi

Setarakan reaksi redoks berikut menggunakan metode setengah reaksi yang diasumsikan terjadi dalam suasana asam.

CH₃OH + Cr₂O₇2– → _CH 2O + Cr 3+ Jawab: Tahap 1 CH₄O → _CH 2O (reaksi oksidasi) Cr₂O₇2–  → _Cr3+ _{(reaksi reduksi)}

Contoh

2.2

Tahap 2 CH₄O → _CH 2O + 2H + Cr₂O₇2– _{+ 14H}+ → 2Cr3++ 7H 2O Tahap 3 CH₄O → _CH 2O + 2H +_{+ 2e}– Cr₂O₇2– _{+ 14H}+ _{+ 6e}– →_2Cr3+_{+ 7H} 2O Tahap 4 CH₄O → CH 2O + 2H +_{+ 2e}– _{(× 3)} Cr₂O₇2– _{+ 14H}+ _{+ 6e}–  → _2Cr3+_{+ 7H} 2O (× 1) 3CH₄O + Cr₂O₇2–_{+ 8H}+ → 3CH 2O + 2Cr 3+_{+ 7H} 2O

Pemeriksaan muatan dan massa:

Dengan demikian, kekekalan muatan dan massa terpenuhi.

d. Reaksi Redoks dalam Suasana Basa atau Netral

Penyetaraan reaksi di atas terjadi dalam suasana asam. Cirinya adalah penambahan ion H+ _{ketika penyetaraan. Bagaimana menyetarakan reaksi}

redoks dalam suasana basa atau netral?

Penyetaraan setengah-reaksi dalam suasana basa atau netral dilakukan dengan menambahkan basa (ion OH–_{), untuk menyetarakan atom O atau}

H. Tinjaulah reaksi berikut yang dilakukan dalam suasana basa. MnO₄– _{+ SO}

3

2–  → MnO

2 + SO4 2–

Caranya sama seperti dalam suasana asam. Akan tetapi, setelah reaksi digabungkan, untuk menyetarakan atom O dan H ditambahkan OH–

pada kedua ruas persamaan. Muatan

Atom C Atom H Atom O Atom Cr

Evaluasi Ruas Kiri Ruas Kanan

6+ 3 20 10 2 6+ 3 20 10 2

Penyetaraan Reaksi Redoks

dalam Suasana Basa dengan Metode Setengah Reaksi

Setarakan reaksi berikut menggunakan metode setengah reaksi dalam suasana basa. Persamaan kerangkanya: MnO₄–_{+ SO} 3 2–  → _MnO 2+ SO4 2– Jawab: Tahap 1 MnO₄–  → MnO 2 (reaksi reduksi) SO₃2– → SO 4 2– _{(reaksi oksidasi)} Tahap 2 MnO₄– _{+ 4H}+ → _MnO 2+ 2H2O SO₃2–_{+ H} 2O → SO4 2– _{+ 2H}+ Tahap 3 MnO₄– _{+ 4H}+ _{+ 3e}–  → _MnO 2+ 2H2O SO₃2–_{+ H} 2O → SO4 2– _{+ 2H}+_{+ 2e}–

Contoh

2.3

Sekilas

Kimia

Reaksi Redoks dan Kehidup an Olah raga, bekerja, dan b elajar merupakan kegiatan rutin yang Anda laku kan. Tahukah Anda bagaimana tubuh kita dapat melakukan semua aktivitas tersebut ? Berasal darim anakah energi yang kita gun akan?

Ketika makanan diuraikan di dalam sel tubuh, terjadi

pemind ahan elektron yang b erasal dari glukosa dan m olekul makanan lainnya. Di dalam m itokondria, elektron yang berpindah tersebut akan melalui suatu rangkaian reaksi yang dinamakanrantai  transpor elektron . Proses aliran elektron tersebut dinamakan respirasi .

Di akhir rangkaian tersebut, oksigen men goksidasi elemen terakhir rantai transpor elektron sehingga terbentuk air. Ketika rantai transpor elektron berlangsung, terjadi pelepasan en ergi yang digunakan untuk mensintesis molekul bernama ATP  (Adenosin Trifosfat), yaitu molekul pembawa energi di dalam m akhluk hidup.

Bandingkan kelebihan dan kelemahan antara metode PBO dan metode setengah reaksi dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks.

Kegiatan Inku iri

Muatan Atom Mn

Atom S Atom O Atom H

Evaluasi Ruas Kiri Ruas Kanan

8 2 3 18 2 8 2 3 18 2 Tahap 4 MnO₄–_{+ 4H}+ _{+ 3e}–  →MnO 2+ 2H2O (× 2) SO₃2– _{+ H} 2O → SO4 2– _{+ 2H}+_{+ 2e}– _{(× 3)} 2MnO₄– _{+ 2H}+ _{+ 3SO} 3 2– → _2MnO 2+ H2O + 3SO4 2–

Pada persamaan di atas terdapat 2H+_{. Untuk menetralkannya tambahkan 2OH}–

pada kedua ruas persamaan. Persamaan menjadi: 2MnO₄– _{+ (2H}+ _{+ 2OH}–_{) + 3SO}

3

2–  → 2MnO

2+ H2O + 3SO4

2– _{+ 2OH}–

Penambahan OH– _{akan menetralkan H}+ _{menjadi H}

2O. Oleh karena di ruas kanan

ada H₂O maka terjadi penghilangan H₂O pada salah satu ruas sehingga persamaan menjadi: 2MnO₄–_{+ H} 2O + 3SO3 2– → _2MnO 2 + 3SO4 2– _{+ 2OH}–

Periksalah apakah muatan dan massanya sudah setara sesuai kaidah kekekalan.

Kat a Kun ci

• Re ak si re d o ks d a la m su a sa n a asam • Re ak si re d o ks d a la m su a sa n a basa

B. Sel El ek t r ok i m ia

Dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron.

Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia dinamakan sel elektrokimia.

Kerjakanlah di dalam buku latihan.

1. Asam iodat, HIO₃ dapat dibuat melalui reaksi iodin, I₂ dengan asam nitrat pekat. Persamaan kerangkanya: I₂ + HNO₃ → _HIO

3+ NO2

Setarakan persamaan reaksi tersebut dengan metode PBO.

2. Gas klor kali pertama dibuat olehScheele pada 1774 melalui oksidasi asam klorida dengan mangan(IV) oksida. Persamaan reaksinya:

NaCl(aq) + H₂SO₄(aq) + MnO₂(s) →

Na₂SO₄(aq) + MnCl₂(aq) + H₂O(_{) + Cl}

2(g)

Setarakan reaksi tersebut dengan metode PBO. 3. Setarakan reaksi redoks berikut dalam suasana asam

dengan metode setengah reaksi.

Tes Kom p et ensi Sub bab

A

a. Cr₂O₇2–_{+ Cl}–  → _Cr3+_{+ Cl} 2(g) b. Mn2+ _{+ NaBiO} 3(s) → Bi 3+ _{+ MnO} 4 – c. H₃AsO₄(aq) + Zn(s) → _AsH 3(g) + Zn 2+ d. Br–_+MnO 4 –  → _Br 2() + Mn 2+

e. Cu(s) + HNO₃(aq) → Cu2+(_aq) + NO(_g)

4. Setarakan reaksi redoks berikut dalam suasana basa menggunakan metode setengah-reaksi.

a. Al(s) + MnO₄–  → _MnO

2(s) + Al(OH)4 – b. Cl₂(g) → _Cl– _{+ ClO}– c. NO₂– _{+ Al(s)} → NH 3(g) + AlO2 – d. MnO₄–_{+ S} 2 –  → MnS(_s) + S(_g) e. CN– _{+ MnO} 4 –  → _CNO– _{+ MnO} 2(s) f. Fe(OH)₂(s)+ H₂O₂(₎ → _Fe(OH) 3(s) + H₂O(₎

Pada percobaan tersebut, reaksi tidak akan terjadi jika tidak ada hubungan baik secara rangkaian luar maupun rangkaian dalam. Jika hanya rangkaian luar yang dihubungkan, reaksi akan terjadi hanya sesaat dan seketika itu juga reaksi berhenti. Reaksi akan berjalan terus jika rangkaian dalam (jembatan garam) dihubungkan.

 Jika kedua rangkaian dihubungkan, akan terjadi reaksi redoks di antara kedua setengah sel itu (lihat Gambar 2.5). Persamaan reaksi ionnya:

Zn(s) + Cu2+_(aq) → Zn2+(_aq) + Cu(_s)

Persamaan reaksi setengah selnya:

Pada elektrode Zn: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–

Pada elektrode Cu: Cu2+_{(aq) + 2e}–  → Cu(_s)

Jembatan garam V o l t m e t e r E l e k t r o d e Zn E l e k t r o d e Cu NO₃ – _Na+ NO₃ – NO₃ – Zn2+ NO₃ – NO₃ – Cu2+

Zn (s ) →Zn2+_{(aq ) + 2e} – _Cu2–_{(aq ) + 2e} – _→Cu(s )

1. Sel Volt a

Di Kelas X, Anda sudah belajar merancang-bangun sel volta sederhana untuk memahami bahwa dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang menghasilkan energi listrik, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.4. Oleh karena reaksi redoks dapat dipisahkan menjadi dua setengah reaksi, sel volta pun dapat dirancang menjadi dua tempat, yakni tempat untuk reaksi oksidasi dan tempat untuk reaksi reduksi.

Kedua tempat tersebut dihubungkan melalui rangkaian luar (aliran mu atan elektron) dan  rangkaian dalam atau jembatan garam (aliran massa dari ion-ion).

Gamb ar 2.5 Proses pemb entukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta.

Akt ivit as Kimia 2.1

Prinsip Kerj a Sel Volt a Tujuan

Untuk mengetahui potensial dan prinsip kerja dari sel volta. Alat 1. Ge las k im i a 2. Gel as u ku r 3. El ek t ro d e Z n 4. El ek t ro d e Cu 5. Vo lt m et er Bahan 1. Zn(NO₃)₂ 1 M 2. Cu (NO₃)₂1 M Langk ah Kerja

1. Pasang alat sel volta dalam setiap kelompok kerja Anda.

2. M a su k k an 2 0 0 m L la ru t a n Z n (N O₃)₂  1 M dan logam seng (elektrod e Zn) ke dalam g elas kim ia 1. Masukkan 200 mL larutan Cu(NO₃)₂ 1 M dan logam temb aga (elektrode Cu) ke dalam gelas kimia 2.

3. H u b u n g k an l o g a m Z n k e k u t u b n e g at i f d a n l o g am C u k e ku t u b p o si t i f d ar i voltm eter (rangkaian luar).

4. H u b u n g k a n k ed u a l a ru t a n d a l am g e l as k im i a d e n g a n j e m b a t a n g a ra m (rangkaian dalam).

Pertanyaan

1. Berapakah pot ensial sel yang t erukur dari percobaan tersebut? 2. Tuliskan reaksi kimia yang terjadi pada setiap setengah-reaksi sel. 3. Mengapa terjadi beda potensial antara elektrode Zn dan Cu?

4. Si m p u l k a n h asi l p e n g a m a t a n p e r co b a a n y an g k e l o m p o k A n d a l ak u k an . Kemudian, buatlah laporannya.

Rangkaian luar

V o l t m e t e r

Rangkaian dalam Gamb ar 2.4

Sel volt a sederhana Sumber: Sougou Kagashi 

Logam Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn2+ _{dan melepaskan 2}

elektron. Kedua elektron ini akan mengalir melewati voltmeter menuju elektrode Cu. Kelebihan elektron pada elektrode Cu akan diterima oleh ion Cu2+ _{yang disediakan oleh larutan Cu(NO}

3)2 sehingga terjadi reduksi

ion Cu2+ _{menjadi Cu(s).}

Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan Zn(NO₃)₂ akan kelebihan ion Zn2+ _{(hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO}

4 akan

kelebihan ion NO₃– _{sebab ion pasangannya (Cu}2+_{) berubah menjadi logam}

Cu yang terendapkan pada elektrode Cu.

Kelebihan ion Zn2+ _{akan dinetralkan oleh ion NO} 3

– _{dari jembatan}

garam, demikian juga kelebihan ion NO₃– _{akan dinetralkan oleh ion}

Na+ _{dari jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan}

kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks.

Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat sebab kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya reaksi berhenti seketika. Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi (elektrode Zn) dinamakan

anode, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektrode Cu) dinamakan katode.

2. Notasi Sel Elektrokimia

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrokimia dituliskan dengan aturan tertentu. Misalnya, sel elektrokimia yang tersusun dari elektrode Zn dalam larutan ZnSO₄ dan elektrode Cu dalam larutan CuSO₄. Aturan penulisan selnya sebagai berikut.

Zn(s) Zn2+_{(aq) Cu}2+_{(aq) Cu(s)}

Reaksi pada anode dituliskan terlebih dahulu (sisi kiri) diikuti reaksi pada katode (sisi kanan). Kedua sisi dipisahkan oleh dua buah garis yang menyatakan rangkaian dalam dan rangkaian luar.

Zn(s) Zn2+_{(aq) Cu}2+_{(a ) Cu(s)}

Anod e Ran g kaian Kat o d e

 Terminal sel atau elektrode dituliskan di ujung-ujung notasi sel, garis tunggal antara elektrode dan larutan menyatakan batas fasa (padat dan cair). Misalnya, untuk anode:

Zn(s) Zn2+_(aq)

Term in al Batas fasa Larut an

Di dalam baterai komersial, apakah ada jembatan garam? Apa yang menjadi jembatan garamnya?

Kegiatan Inku iri

Jembatan garam d apat dibuat dari: a. Pipa U yang berisi larutan NaNO₃

atau KNO₃ berupa gel. b . Su m b u k o m p o r ya ng d i b asa hi

terus-menerus dengan larutan NaNO₃  selama percobaan (ditetesi NaNO₃ secara kont inu). Salt b ridge could be estab lished by:  a . U pi p e w h i ch co n t a in s t h e  

solution of NaNO ₃  or KNO ₃  gel. b . St o v e s wi c k wh i c h i s so a k ed wi t h  

NaNO ₃   solution constantly as  long as experiment (which is  droped by NaNO ₃   continously)

Note

Catatan

Penulisan Reaksi dari Not asi Sel

1. Tuliskan reaksi sel untuk sel volta berikut. Fe(s) Fe2+_{(aq) Sn}2+_{(aq) Sn(s)}

2. Tuliskan notasi sel untuk reaksi berikut. Zn(s) + Cd2+_{(aq) → Zn}2+_{(aq) + Cd(s)}

Contoh

2.4

Kata Kunci

• Sel elek tro kim ia • Ran gkaian lu ar

• Ran g k ai an d al am ( Je m b at an garam)

 Jika dalam reaksi sel elektrokimia melibatkan fasa gas dengan logam mulia sebagai elektrodenya, aturan penulisan notasi sel volta sebagai berikut. a. Jika pada anode terjadi reaksi oksidasi yang melibatkan gas dengan platina sebagai elektrode: H₂(g) _ _2H+ _{+ 2e}– _{maka notasi untuk}

elektrode hidrogen dapat ditulis sebagai berikut. Pt H₂(g) H+_(aq)

b. Jika pada katode terjadi reaksi reduksi yang melibatkan gas dengan platina sebagai elektrode: 2H+_{(aq) + 2e}–  _→ H

2(g) maka notasi

untuk elektrode hidrogen dapat ditulis sebagai berikut. H+_{(aq) H}

2(g) Pt

 Tanda bacakoma dapat juga dipakai sebagai notasi untuk memisahkan ion-ion yang terdapat dalam larutan yang sama atau memiliki fasa yang sama dengan elektrode logam mulia seperti Pt.

Reaksi setengah sel: Fe3+_{(aq) + e}– _{ Fe}2+_(aq)

Notasi setengah sel: Fe3+_{(aq), Fe}2+_{(aq) Pt}

Jawab:

1. Reaksi setengah selnya sebagai berikut. Anode: Fe(s) →_Fe2+_{(aq) + 2e}–

Katode: Sn2+_{(aq) + 2e}–  →_Sn(s)

Reaksi sel volta keseluruhan sebagai berikut. Fe(s) + Sn2+_(aq) →Fe2+(_aq) + Sn(_s)

2. Reaksi setengah selnya sebagai berikut. Anode: Zn(s) →_Zn2+_{(aq) + 2e}–

Katode: Cd2+_{(aq) + 2e}–  →_Cd(s)

Penulisan notasi selnya sebagai berikut. Zn(s) Zn2+_{(aq) Cd}2+_{(aq) Cd(s)}

Penulisan Reaksi dari N otasi Sel

(a) Tuliskan reaksi yang terjadi pada sel volta dengan notasi sel seperti berikut. Zn(s) Zn2+_{(aq) Sn}4+_{(aq), Sn}2+_{(aq) Pt}

(b) Tuliskan notasi sel untuk reaksi berikut. Ni(s) + 2H+_(aq) → Ni2+(_aq) + H

2(g) Jawab:

(a) Setengah-reaksi selnya sebagai berikut. Anode: Zn(s) → _Zn2+_{(aq) + 2e}–

Katode: Sn4+_{(aq) + 2e}–  → _Sn2+_(aq)

Reaksi sel volta keseluruhan sebagai berikut. Zn(s) + Sn4+_(aq) → _Zn2+_{(aq) + Sn}2+_(aq)

(b) Setengah-reaksi selnya sebagai berikut. Anode: Ni(s) → Ni2+(_aq) + 2e–

Katode: 2H+_{(aq) + 2e}–  → H

2(g)

Penulisan notasi selnya sebagai berikut. Ni(s) Ni2+_{(aq) H}+_{(aq) H}

2(g) Pt

3. Potensial Elektrode dan GGL Sel

Dalam sel elektrokimia, untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan menggerakkan ion-ion di dalam larutan menuju elektrode diperlukan suatu usaha. Usaha atau kerja yang diperlukan ini dinamakan aya erak istrik , disingkat GGL.

a . M ak n a GGL Sel

Kerja yang diperlukan untuk menggerakkan muatan listrik (GGL) di dalam sel bergantung pada perbedaan potensial di antara kedua elektrode. Beda potensial ini disebabkan adanya perbedaan kereaktifan logam di antara kedua elektrode. Nilai GGL sel merupakan gabungan dari potensial anode (potensial oksidasi) dan potensial katode (potensial reduksi). Dalam bentuk persamaan ditulis sebagai berikut.

GGL (E_sel) = potensial reduksi + potensial oksidasi

Potensial reduksi adalah ukuran kemampuan suatu oksidator (zat pengoksidasi = zat tereduksi) untuk menangkap elektron dalam setengah reaksi reduksi. Potensial oksidasi kebalikan dari potensial reduksi dalam reaksi sel elektrokimia yang sama.

Potensial oksidasi = –Potensial reduksi

 Tinjaulah setengah reaksi sel pada elektrode Zn dalam larutan ZnSO₄. Reaksi setengah selnya sebagai berikut.

Zn(s) → Zn2+(_aq) + 2e–

 Jika –E_Zn adalah potensial elektrode untuk setengah reaksi oksidasi, +E_Zn adalah potensial untuk setengah sel reduksinya:

Potensial oksidasi: Zn(s) → _Zn2+_{(aq) + 2e}– _E

Zn = –EZn V

Potensial reduksi: Zn2+_{(aq) + 2e}–  →_{Zn(s) E}

Zn = EZnV

Sel elektrokimia yang terdiri atas elektrode Zn dan Cu dengan reaksi setengah sel masing-masing:

Cu2+_{(aq) + 2e}–  → Cu(_s) E

Cu = ECuV

Zn2+_{(aq) + 2e}–  → _{Zn(s) E}

Zn = EZnV

Nilai GGL sel elektrokimia tersebut adalah

E_sel = E_Cu + (–E_Zn) = E_Cu– E_Zn

Dengan demikian, nilai GGL sel sama dengan perbedaan potensial kedua elektrode. Oleh karena reaksi reduksi terjadi pada katode dan reaksi oksidasi terjadi pada anode maka nilai GGL sel dapat dinyatakan sebagai perbedaan potensial berikut.

E_sel = E_Reduksi – E_Oksidasi  atau E_sel = E_Katode – E_Anode

Nilai potensial elektrode tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat dalam reaksi. Berapapun jumlah mol zat yang direaksikan, nilai potensial selnya tetap. Contoh:

Cu2+_{(a ) + 2e}–  → Cu(s) E

Cu = ECu V

2Cu2+_{(a ) + 4e}–  → _{2Cu(s) E}

Cu = ECu V

Satuan u ntu k gaya gerak listrik (GGL) adalahvolt .

Unit fo r electrom otive force is volt.

Note

Catatan

Bandingkan kereaktifan logam-logam golongan IA dan IIA. Manakah yang lebih reaktif?  Jika logam-logam itu dihubungkan melalui kawat, manakah oksidator dan reduktornya?

Kegiatan Inkuir i

Gambar 2.6

Baterai merupakan con toh sel e l e k t r o k i m i a .

Menentu kan Potensial Elektrode Standar

Hitunglah potensial elektrode Cu yang dihubungkan dengan elektrode hidrogen pada keadaan standar jika voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt.

Jawab:

Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi: Katode: Cu2+_{(aq) + 2e}–  → Cu(_s)

Anode: H₂(g) → 2H+(_aq)

Nilai GGL sel:

E°_sel= E°_katode– E°_anode 0,34 V = E_Cuo Eo_H 2 0,34 V =E_Cuo  –0,00 V → _E Cu o = 0,34 V

 Jadi, potensial reduksi standar untuk elektrode Cu adalah 0,34 volt.

Gamb ar 2.7 Elektrode hidrogen ditetapkan sebagai elektrode standar.

Contoh

2.6

b. Potensial Elektrode Standar (E )

Oleh karena potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, poten sial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi standar.

Potensial reduksi standar adalah potensial redu ksi yang diu kur pad a keadaan standar, yaitu konsentrasi larutan M ( sistem larutan) atau tekanan

  atm (sel yang melibatkan gas) dan suhu o _.

Untuk mengukur potensial reduksi standar tidak mungkin hanya setengah sel (sel tunggal) sebab tidak terjadi reaksi redoks. Oleh sebab itu, perlu dihubungkan dengan setengah sel oksidasi.

Nilai GGL sel yang terukur dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial sel yang dihubungkan (bukan nilai mutlak). Berapakah nilai pasti dari potensial reduksi?

Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak diketahui secara pasti. Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain diubah-ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial sel suatu elektrode tidak akan diketahui secara pasti, yang dapat ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu elektrode. Oleh karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan potensial elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah menetapkan elektrode standar sebagai rujukan adalah

elektrode hidrogen, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.7.

Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H+ _{1 M dengan tekanan gas H}

2 1 atm pada 25°C. Nilai

potensial elektrode standar ini ditetapkan sama dengan nol volt  atau

E

H H o

2

+

→ = 0,00 V. Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan

cara dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar, kemudian GGL selnya diukur.

Oleh karena potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar ditetapkan sama dengan nol, potensial yang terukur oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel pasangannya.

Baterai kecil dan baterai besar selam a sistem selnya sama, po tensial selnya sama, yaitu 1,5 vo lt.

Small and big batteries have equal  cell potensial for equal cell system, i.e  1,5 volt.

Note

Catatan

Sumber: Chemistry: The Central Science,2000  bagian anode Anode Zn NO3 – Zn2+ e – Voltmeter NO₃ – Na+ e – H₂(g ) NO₃ – H+ bagian katode (elektrode h idrogen standar) Zn (s )→Zn2+_{(aq ) + 2e} – _2H+_{(aq ) + 2e} –_{→ H} 2(g ) + Tombol NO3 –  –

c. Kek u at a n Ok si d at o r d a n Red u k t o r

Data potensial reduksi standar pada Tabel 2.1 menunjukkan urutan kekuatan suatu zat sebagai oksidator (zat tereduksi).

Oksidator + ne–  → Reduktor

Semakin positif nilai E°_sel, semakin kuat sifat oksidatornya. Sebaliknya, semakin negatif nilai E°_sel, semakin lemah sifat oksidatornya.

Dapatkah Anda mengukurkekuatan atautenaga teman-teman Anda secara akurat? Bagaimana cara mengukurnya?

Kegiatan Inkui ri

Berdasarkan Contoh 2.6, potensial elektrode yang lain untuk berbagai reaksi setengah sel dapat diukur, hasilnya ditunjukkan pada

Tabel 2.1.

Reaksi reduksi

Tabel 2.1 Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode

E°_sel Li+_{(aq) + e}– _ _Li(s) Na+_{(aq) + e}– _ _Na(s) Mg2+_{(aq) + 2e}– _ _Mg(s) Al3+_{(aq) + 3e}– _ _Al(s) 2H₂O(_{) + 2e}– _ _H 2(g) + 2OH –_(aq) Zn2+_{(aq) + 2e}– _ _Zn(s) Cr3+_{(aq) + 3e}– _ _Cr(s) Fe2+_{(aq) + 2e}– _ _Fe(s) Cd2+_{(aq) + 2e}– _{ Cd(s)} Ni2+_{(aq) + 2e}– _ _Ni(s) Sn2+_{(aq) + 2e}– _ _Sn(s) Pb2+_{(aq) + 2e}– _ _Pb(s) Fe3+_{(aq) + 3e}– _ _Fe(s) 2H+_{(aq) + 2e}– _ _H 2(s) Sn4+_{(aq) + 2e}– _{ Sn}2+_(aq) Cu2+_{(aq) + e}– _ _Cu+_(aq) Cu2+_{(aq) + 2e}– _{ Cu(s)} Cu+_{(aq) + e}– _ _Cu(s) I₂(s) + 2e– _ _2I–_(aq) Fe3+_{(aq) + e}– _ _Fe2+_(aq) Ag+_{(aq) + e}– _{ Ag(s)} Hg2+_{(aq) + 2e}– _ _Hg() 2Hg+_{(aq) + 2e}– _ _Hg 2(aq) Br₂(_{) + 2e}– _ _2Br–_(aq) O₂(g) + 4H+_{(aq) + 4e}– _{ 2H} 2O() Cl₂(g) + 2e– _ _2Cl–_(aq) H₂O₂(aq) + 2H+_{(aq) + 2e}– _ _2H 2O() S₂O₈2–_{(aq) + 2e}– _{ 2SO} 4 2–_(aq) F₂(g) + 2e– _{ 2F}–_(aq)  –3,04  –2,71  –2,38  –1,66 – 0,83  –0,76 – 0,74 – 0,41 – 0,40  –0,23 – 0,14  –0,13 – 0,04 0,00 0,15 0,16 0,34 0,52 0,54 0,77 0,80 0,85 0,90 1,07 1,23 1,36 1,78 2,01 2,87

Kat a Kun ci

• G ay a Ge ra k L ist r ik (GG L) • Elek tro de h id ro gen • Po t en si al O ksi da si • Po t en si al r ed u ksi • Per be daan Po t en si al • Po t en si al r ed u k si st an d ar Sumber:General Chemistry, 1990

Berdasarkan data potensial padaTabel 2.1, oksidator terkuat adalah gas fluorin (F₂) dan oksidator paling lemah adalah ion Li+_{. Reduktor}

paling kuat adalah logam Li dan reduktor paling lemah adalah ion F–_.

Reduktor → Oksidator + ne–

Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa suatu reduktor paling kuat merupakan oksidator yang paling lemah. Sebaliknya, suatu oksidator terkuat merupakan reduktor terlemah.

Berdasarkan pengetahuan kekuatan oksidator dan reduktor, Anda dapat menggunakanTabel 2.1 untuk memperkirakan arah reaksi reduksi-oksidasi dalam suatu sel elektrokimia.

Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung secara spontan jika oksidatornya (zat tereduksi) memiliki potensial reduksi standar lebih besar atau GGL sel berharga positif.

Menent ukan Kekuatan Relatif at Pengoksidasi dan Pereduksi

Urutkan oksidator berikut menurut kekuatannya pada keadaan standar: Cl₂(g), H₂O₂(aq), Fe3+_(aq).

Jawab:

Perhatikanlah data potensial reduksi padaTabel 2.1. Dari atas ke bawah menunjukkan urutan bertambahnya kekuatan oksidator (zat tereduksi).

Cl₂(g) + 2e– → _2Cl–_{(aq) 1,36V}

H₂O₂(aq) + 2H+_{(aq)+ 2e}– → _2H

2O() 1,78 V

Fe3+_{(aq) + e}–  → Fe2+(_aq) 0,77V

 Jadi, kekuatan oksidator dari ketiga spesi itu adalah: H₂O₂(aq) Cl₂(g) Fe3+_(aq).

Contoh

2.7

Menentu kan Arah R eaksi dari Potensial Elektrode Standar

Sel elektrokimia dibangun dari reaksi berikut. Sn(s) Sn2+_{(aq) Zn}2+_{(aq) Zn(s)}

Apakah reaksi akan terjadi spontan menurut arah yang ditunjukkan oleh persamaan reaksi tersebut?

Jawab:

Pada reaksi tersebut, Sn sebagai reduktor (teroksidasi) dan Zn2+ _{sebagai oksidator}

(tereduksi). Potensial reduksi standar untuk masing-masing setengah sel adalah Zn2+_{(aq) + 2e}– → _{Zn(s) E° = –0,76 V}

Sn2+_{(aq) + 2e}–  → _{Sn(aq) E° = –0,14 V}

Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika zat yang berperan sebagai oksidator lebih kuat.

Berdasarkan nilai E°, Zn2+ _{merupakan oksidator lebih kuat dibandingkan dengan}

Sn2+_{. Oleh karena itu, reaksi akan spontan ke arah sebagaimana yang dituliskan pada}

persamaan reaksi.

Zn(s) + Sn2+_(aq) → _Zn2+_{(aq) + Sn(aq)}

Reaksi ke arah sebaliknya tidak akan terjadi sebab potensial sel berharga negatif.

d. Penentuan GGL Sel

Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan tabel potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif.

E_sel = (E_katode – E_anode) 0

Sel elektrokimia yang dibangun dari elektrode Zn dan Cu memiliki setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode berikut.

Zn2+_{(aq)+ 2e}–  → _{Zn(s) E°= –0,76 V} Cu2+_{(aq) + 2e}–  → _{Cu(s) E°= +0,34 V}

Untuk memperoleh setengah reaksi oksidasi, salah satu dari reaksi tersebut dibalikkan.

Pembalikan setengah reaksi yang tepat adalah reaksi reduksi yang potensial setengah selnya lebih kecil. Pada reaksi tersebut yang dibalik adalah reaksi reduksi Zn2+ _{sebab akan menghasilkan nilai GGL sel positif. Pembalikan reaksi}

reduksi Zn2+ _{menjadi reaksi oksidasi akan mengubah tanda potensial selnya.}

Zn(s) → _Zn2+_{(aq) + 2e}– _{E°= +0,76 V}

Cu2+_{(aq) + 2e}–  → _{Cu(s) E°= +0,34 V}

Penggabungan kedua setengah reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks dengan nilai GGL sel positif.

Zn(s) → Zn2+(_aq)+ 2e– _E°= +0,76 V Cu2+_{(aq) + 2e}–  → _{Cu(s) E°= +0,34 V} Zn(s) + Cu2+_(aq) → Zn2+(_aq) + Cu(_s) E°

sel = +1,10 V

Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.

E°_sel =E°_katode –E°_anode E°_sel =E°

Cu –E°Zn = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V

Menghitung GGL Sel dari Data Potensial Reduk si Standar

Hitunglah nilai GGL sel dari notasi sel berikut. Al(s) Al3+_{(aq) Fe}2+_{(aq) Fe(s)}

Jawab:

Setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode standar masing-masing adalah:

Al3+_{(aq) + 3e}–  →Al(_s) _E°= –1,66 V

Fe2+_{(aq) + 2e}–  →Fe(_s) _E°= –0,41 V

Agar reaksi berlangsung spontan, A l dijadikan anode atau reaksi oksidasi. Oleh karena itu, setengah-reaksi A l dan potensial selnya dibalikkan: Al(s) →Al3+(_aq) + 3e– _E°= +1,66 V

Fe2+_{(aq) + 2e}–  →Fe(_s) _E°= –0,41 V

Dengan menyetarakan terlebih dahulu elektron yang ditransfer, kemudian kedua reaksi setengah sel digabungkan sehingga nilai GGL sel akan diperoleh:

C. Sel Elektrolisis

Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. A dapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.

1. Prinsip Elektrolisis

Elektrolisis artinya pen guraian suatu za t ak ibat aru s listrik . Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current = ).

 Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak padakutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).

Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

Kerjakanlah di dalam buku latihan.

1. Rakitlah sel volta yang dibangun dari elektrode Zn dalam larutan ZnSO₄dan elektrode Cu dalam larutan CuSO₄. Kemudian, tunjukkan arah aliran elektron dan aliran ion-ion dalam jembatan garam. Tunjukkan pula katode dan anodenya. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi dalam sel. 2. Tuliskan notasi untuk sel volta dengan setengah reaksi

berikut.

Cd(s) → Cd2+(_aq) + 2e–

Pb2+_{(aq) + 2e}–  → Pb(_s)

3. Tuliskan reaksi sel volta secara lengkap dari notasi sel berikut.

Fe(s) Fe2+_{(aq) Ag}+_{(aq) Ag(s)}

4. Tuliskan reaksi sel untuk sel volta berikut. Cd(s) Cd2+_{(aq) Cl}+_{(aq) Cl}

2(g) Pt

5. Tuliskan notasi sel untuk reaksi berikut.

Fe3+_{(aq) + Sn}2+_(aq) → _Fe2+_{(a ) + Sn}4+_{(a )}

6. Urutkan kekuatan zat-zat berikut sebagai oksidator dan sebagai reduktor:

Zn2+_{, Cu}2+_{, Mg}2+_{, Ag}+_{, Sn, H}

2O, O2.

Tes Kom pet ensi Sub bab

B

7. Apakah reaksi akan spontan menurut arah yang ditunjukkan dalam persamaan berikut.

Cu2+_{(aq) + 2I}–_(aq) → _{Cu(s) + I}

2(s)

8. Data potensial reduksi standar untuk reaksi setengah sel adalah

Sn4+_{(aq) + 2e}–  → _Sn2+_{(aq) E° = 0,15 V}

Fe3+_{(aq) + e}–  → _Fe2+_{(aq) E° = 0,77 V}

 Tuliskan persamaan reaksi sel yang dapat berlangsung spontan.

9. Manakah reaksi redoks berikut yang akan berlangsung spontan jika dilakukan pada keadaan standar?

a. Al(s) Al3+_{(aq) Cr}3+_{(aq) Cr(s)}

b. Fe(s) Fe3+_{(aq) Cr}3+_{(aq) Cr(s)}

10. Hitunglah GGL sel yang dibangun dari sel dengan notasi berikut.

Ni(s) Ni2+_{(aq) Ag}+_{(aq) Ag(s)} 2Al(s) →2Al3+(_aq) + 6e– _E°= +1,66 V

3Fe2+_{(aq) + 6e}–  →3Fe(_s) _E°= –0,41 V

Ketika kedua elektrode karbon dihubungkan dengan sumber energi listrik arus searah, dalam sel elektrolisis terjadi reaksi redoks, yaitu penguraian air menjadi gas H₂ dan gas O₂.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah Anode (+) : 2H₂O(₎ → O 2(g) + 4H +_{(aq) + 4e}– _{(oksidasi O}2–₎ Katode (–) : 4H₂O(_{) + 4e}–  → 2H 2(g) + 4OH –_{(aq) (reduksi H}+₎ Reaksi : 2H₂O(₎ → 2H 2(g) + O2(g)

Berapakah perbandingan volume gas H₂ dan O₂ yang terbentuk pada kedua tabung reaksi?

Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H₂ terhadap O₂ adalah 2 : 1. Jika volume gas H₂ 20 mL, volume gas O₂ adalah 10 mL.

Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat

elektrolisis H offman (Gambar 2.9). Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.

Gamb ar 2.9

Sel elektrolisis Hoffman

Gas-gas apa sajakah yang terbentuk  pada setiap lengan dari sel Hoffman ? 

Accumulator 

Dapatkah arus listrik bolak-balik (alternating current = A ) dipakai dalam sel elektrolisis? Diskusikan di dalam kelas.

Kegiatan Inkuir i

Akt ivit as Kimia 2.2

Elekt roli sis Air Tujuan

Mengetahui cara kerja dari sel elektrolisis. Alat

1. Gelas kim ia 4. Bat erai 6–12 volt 2. Elekt ro d e karb o n 5. Gelas u ku r

3. Tab u ng reaksi 6. Kab el

Bahan 1. Air 2. H₂SO₄1M Langkah Kerja

1. Pasang perangkat sel elektrolisis seperti Gamb ar 2.8.

2. Tuangkan 250 mL air ke dalam gelas kimia, kemudian tamb ahkan 1 m L larutan H₂SO₄ 1 M .

3. Celupkan 2 b uah elektrode karbon ke dalam gelas kimia besar dan isi dengan air hingga penuh.

4. Hubung kan kedua elektrode itu d engan sum ber arus searah (baterai atau adaptor) yang m emiliki GGL sekitar 6 – 12 volt .

Pertanyaan

1. Mengapa dalam elektrolisis di atas harus ditamb ahkan H₂SO₄? 2. Apa yang terjadi pada permukaan kedua elektrode?

3. Apakah terbentuk gas dalam t abung reaksi? Berapakah p erbedaan volum e gas dalam tabung reaksi itu?

4. Tuliskan reaksi redoks yang t erjadi dalam sel elektrolisis.

5. Si m p u l k a n h a si l p e n g a m a t a n d a r i p e r c o b a an y a n g A n d a l ak u k a n d a n diskusikan dengan g uru An da.

Gamb ar 2.8 Sel elekt rolisis

K a t o d e (– ) A n o d e (+ ) e – Larutan Plat logam e –

Menent ukan Reaksi Redoks dalam Sel Elektrolisis

 Tuliskan reaksi sel elektrolisis untuk larutan ZnSO₄.

Jawab:

Di anode terjadi persaingan antara ion SO₄2– _{dan H}

2O dan di katode terjadi persaingan

antara ion Zn2+ _{dan H} 2O.

Untuk mengetahui pemenangnya dapat dilihat data potensial reduksi standar. Di katode (+):reaksi reduksi

Zn2+_{(aq) + 2e}–  → _Zn(s) E°_{= –0,76 V}

2H₂O(_{) + 2e}–  → _H

2(g) + 2OH

-_{(aq) E°= –0,83 V}

Di anode (–):reaksi oksidasi

2SO₄2–_(aq) → _S 2O8 2–_{(aq) + 2e}– _{E°= –2,01 V} 2H₂O(₎ → _O 2(g) + 4H +_{(aq) + 4e}– _{E°= –1,23 V}

Berdasarkan data potensial di atas, di katode terjadi reduksi ion Zn2+ _{dan di anode}

terjadi oksidasi H₂O. Persamaan reaksinya: Katode: 2Zn2+_{(aq) + 4e}–  → 2Zn(_s) Anode: 2H₂O(₎ → _O 2(g) + 4H +_{(aq) + 4e}– Reaksi: 2ZnSO₄(aq) + 2H₂O(₎ → _{2Zn(s) + O} 2(g) + 2H2SO4(aq)

Contoh

2.10

2. Elektrolisis Larutan

Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na+ _{dan ion I}–_{. Kedua ion ini bersaing dengan molekul}

air untuk dielektrolisis.

Di katode terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion Na+

(keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion I– _{(keduanya berpotensi dioksidasi).}

Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.

Setengah reaksi reduksi di katode:

Na+_{(aq) + e}–  → Na(_s) E° = –2,71 V

2H₂O(_{) + 2e}–  → H

2(g) + 2OH

–_{(aq) E° = –0,83 V}

Berdasarkan nilai potensialnya, H₂O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ _{sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini}

cocok dengan pengamatan, gas H₂ dilepaskan di katode. Setengah reaksi oksidasi di anode:

2I–_(aq) → I 2(g) + 2e – _{E° = –0,54 V} 2H₂O(₎ → O 2(g) + 4H +_{(aq) + 4e}– _{E° = –1,23 V}

Berdasarkan nilai potensial, ion I– _{memenangkan persaingan sebab}

nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H₂O. Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis: Katode: 2H₂O(_{) + 2e}–  → H 2(g) + 2OH –_(aq) Anode: 2I–_(aq) → I 2(g) + 2e – Reaksi: 2H₂O(_{) + 2I}–_(aq) → H 2(g) + I2(g) + 2OH –_(aq)

Kat a Kun ci

• Elekt ro lisis • Aru s list rik • Aru s searah

3. Stoikiometri Elektrolisis

Michael Faraday adalah seorang pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu.

Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif  antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:

1. Dalam sel elektrokimia, massa zat yang diendapkan pada suatu elektrode sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang terlibat di dalam sel.

2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara  jika muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.

Aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks pada sel elektrokimia. Berdasarkan hasil penyelidikan Millikan (model tetes minyak), diketahui bahwa muatan elektron: e = 1,60218 × 10–19 _{C. Oleh karena}

itu, muatan listrik yang terjadi jika satu mol elektron ditransfer adalah  = (6,022 × 1023 _mol–1_{) (1,60218 × 10}–19 _{C) = 96.485 C mol}–1

Nilai muatan listrik untuk satu mol elektron ditetapkan sebesar satu faraday, dilambangkan dengan , yaitu:

 = 96.485 C mol–1

A rus listrik sebesar i ampere yang mengalir selama t   detik menghasilkan muatan listrik: = i ×t  coulomb. Dalam satuan Faraday, besarnya muatan listrik ( ) tersebut adalah sebagai berikut.

×

= faraday

96.485

i t 

BerdasarkanHu kum I Faraday, jika m uatan listrik dapat dihitung mak a massa zat yang bereaksi di elektrode dapat ditentukan.

 Tinjaulah elektrolisis lelehan NaCl. Jika lelehan NaCl dielektrolisis, ion-ion Na+_{bermigrasi menuju anode dan ion-ion Cl}– _{bermigrasi menuju anode.}

Katode (–) : Na+_{() + e}–  → Na(_s)

Anode (+) : Cl–_() → 1

2Cl2(g) + e –

Untuk mereduksi satu mol ion Na+ _{diperlukan satu mol elektron}

atau diperlukan muatan sebesar satu faraday, yaitu 96.485 C mol–1_.

Besarnya muatan ini dapat ditentukan dari jumlah arus listrik yang mengalir dan lama waktu elektrolisis: = i (A) × t  (detik).

Secara umum, tahap-tahap perhitungan stoikiometri elektrolisis ditunjukkan pada diagram berikut. Perhitungan dapat dimulai dari arus listrik yang mengalir selama waktu tetentu atau jumlah zat yang terlibat dalam reaksi redoks.

Massa ekuivalen zat (m _eq ) adalah m assa relatif zat per satuan mu atannya. Contoh: Cu2+ _{+ 2e} – →_Cu(s )

m _eq  (Cu) = 63,5 2 = 31,75 Molecules ekuivalen mass is  m olecules relative mass for each  charge. Example:  Cu2+ _{+ 2e} →_Cu(s ) m _eq  (Cu) = 63,5 2 = 31,75

Note

Catatan

Arus listrik  dan waktu Muatan ( C) atau faraday (F)

Mol elektron Mol at Massa

Kat a Kun ci

• M uat an list rik • H uku m I Farad ay

• St o ik io m e t ri e le kt r o li si s • M assa ek ui val en zat

 Jika sejumlah sel elektrolisis dirangkaikan secara seri, seperti di-tunjukkan pada Gambar 2.10, bagaimanakah hubungan muatan dan berat ekuivalen zat?

Gambar 2.10 Elektrolisis beberapa larutan yang dirang kaikan secara seri. Apakah elektrolisis beberapa larut an  d a p a t d i r a n g k a i k a n s e ca r a p a r a l e l ?  

Menghitung Berat at yang Diendapkan dalam Sel Elektrolisis

1. Hitunglah massa Cu yang dapat diendapkan di katode jika arus listrik 2 A dialirkan ke dalam sel elektrolisis larutan Cu2+ _{selama 10 menit. Diketahui A}

rCu = 63,5.

2. Dalam elektrolisis larutan CuSO₄, 2 g logam Cu diendapkan pada katode. Berapakah arus listrik yang dialirkan selama 30 menit?

Jawab:

1. Tahap 1: Tentukan muatan listrik yang digunakan =i×t 

= 2 A × 600 s = 1.200 C

Tahap 2: Tentukan jumlah mol elektron yang setara dengan muatan listrik 1 mol e– _{= 1 faraday = 96.485 C mol}–1

 Jumlah mol elektron untuk 1.200 C: 1.200 C

96.485 C mol-1 = 12,4 × 10

–3_mol

Tahap 3: Elektron yang mengalir digunakan untuk mereduksi ion Cu2+ _menurut

persamaan:

Cu2+_{(aq) + 2e}–  → _Cu(s)

 Jadi, 12,4 × 10–3 _{mol elektron dapat mengendapkan ion Cu}2+ _sebanyak: 2+

1 mol Cu

2 mol e− ×12,4 × 10

–3 _{mol e}– _{= 6,2 × 10}–3_mol

 Jadi, jumlah ion Cu2+ _{yang diendapkan sebanyak 6,2 × 10}–3 _mol. Tahap 4: Massa Cu yang diendapkan di katode sebesar

6,2 ×10–3 _{mol × 63,5 g mol}–1 _{= 0,395 g}

2. Jumlah mol Cu = 2g ₁

63,5gmol−  0,03 mol

 Jumlah mol elektron yang digunakan: Cu2+_{(aq) + 2e}–  →Cu(_s)

2+

2mol e

1molCu ×0,03 mol Cu = 0,06 mol e

–

Muatan listrik yang digunakan: 0,06 mol × 96.485 C mol–1 _{= 5.789 C}

 Jumlah arus listrik yang dialirkan selama 30 menit:

 = i t → 5.789 C =_i × 1.800 detik

i = 3,2 A

 Jadi, arus listrik yang harus dialirkan selama 30 menit adalah 3,2 A.

Contoh

2.11

 –

+

Sumber: Chemistry: The Central Science , 2000

Sekilas

Kimia

Pada 1812, dia menjadi asisten di laboratorium Hum phry Davy di Royal Institution. Dia berhasil melakukan penemuan-penemuan penting, seperti hubungan kuantitatif antara arus listrik dan reaksi kim ia dalam sel elektrokim ia.

Michael Faraday (1791–1867)