Kimia Dasar II Redoks dan Elektrokimia - Spada UNS

Kimia Dasar II

Redoks dan Elektrokimia

Dr. Edi Pramono

Prodi Kimia FMIPA UNS

REDOKS

• Ingat kembali materi redoks SMA

• Reaksi kimia melibatkan perubahan bilangan oksidasi

• Bilangan Oksidasi (+ / -)

– Ditambahkan pada penulisan atom sebagai muatan – Atom bebas bilangan oksidasi (biloks) = 0

– Golongan logam cenderung memiliki biloks (+) – H (+1) & F (-1)

– Oksigen (-2)

– Golongan halogen (-1)

Reaksi Redoks

• Oksidasi  mengalami peningkatan biloks

• Reduksi  mengalami punurunan biloks

• Reduktor

• Oksidator

2Na + Cl₂  2NaCl 2Mg + O₂  2MgO

Menyetarakan reaksi Redoks

• Reaksi biasanya terjadi pada kondisi asam/basa

• Metode setengah reaksi untuk suasana asam

1. Bagi reaksi dalam masing-masing setengah reaksinya 2. Setarakan atom selain H dan O

3. Setarakan Oksigen pada sisi yang kekurangan oksigen dengan penambahan H2O

4. Setarakan Hidrogen dengan penambahan H+ pada sisi yang kekurangan H

5. Setarakan muatan dengan penambahan elektron

6. Setarakan jumlah elektron pada oksidasi dan reduksi dan jumlahkan reaksi

Contoh

Setarakan reaksi berikut jika terjadi pada kondisi asam MnO₄^- + H₂SO₃  SO₄^2- + Mn²⁺

1. Setengah reaksi

MnO₄^-  Mn²⁺

H₂SO₃  SO₄^2- 2. Setarakan atom selain H & O

3. Setarakan O dengan penambahan H2O MnO₄^-  Mn²⁺ + 4H₂O

H₂O + H₂SO₃  SO₄^2- 4. Setarakan H

8H⁺ + MnO₄^-  Mn²⁺ + 4H₂O H₂O + H₂SO₃  SO₄^2- + 4H⁺

5. Setarakan muatan dengan penambahan e- 5e^- + 8H⁺ + MnO₄^-  Mn²⁺ + 4H₂O

H₂O + H₂SO₃  SO₄^2- + 4H⁺ + 2e^-

6. Setarakan jumlah elektron dan jumlahkan reaksi

2 (5e^- + 8H⁺ + MnO₄^-  Mn²⁺ + 4H₂O) (H₂O + H₂SO₃  SO₄^2- + 4H⁺ + 2e^-) x5 ---

10e^- + 16H⁺ + 2MnO₄^-  2Mn²⁺ + 8H₂O 5H₂O + 5H₂SO₃  5SO₄^2- + 20H⁺ + 10e^-

---

2MnO₄^- + 5H₂SO₃  2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2- + 4H⁺

Redoks pada suasana Basa

• Tambahkan 3 tahapan:

7. Tambahkan kedua sisi dengan OH^- sejumlah H⁺

8. Kombinasikan H⁺ dan OH^- menjadi H₂O 9. Koreksi jumlah H₂O sisi kanan dan kiri

Contoh

• Reaksi pada contoh sebelumnya namun terjadi pada suasana basa:

• Tambahkan OH-

4OH- + 2MnO₄^- + 5H₂SO₃  2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2- + 4H⁺ + 4OH^-

• Kombinasi H⁺ dan OH- menjadi H₂O

4OH- + 2MnO₄^- + 5H₂SO₃  2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2- + 4H₂O

• Koreksi total H₂O

4OH- + 2MnO₄^- + 5H₂SO₃  2Mn²⁺ + 7H₂O + 5SO₄^2-

Asam dan O

₂

sebagai oksidator

• Pada berbagai reaksi ionosiasi logam seringkali digunakan asam kuat untuk mengoksidasi

logam tersebut

• Asam yang dapat digunakan

– HNO3 – H2SO4

• O₂ seringkali berperan sebagai oksidator pada oksidasi senyawa organik

– Kita lebih mengenal pada reaksi pembakaran

Beberapa Bilangan Oksidasi logam

• Logam “dapat” memiliki bilangan oksidasi lebih dari satu

• Kestabilan spesies mengikuti kestabilan pegisian elektron pada orbitalnya

• Pada logam alkali cenderung berbiloks +1; alkali tanah +2

• Logam transisi

– Beberapa stabil dengan biloks lebih dari satu

• Cu = +1 & +2

• Fe = + 2 & +3

• Mn = +2; +4; +7

• Au = +1 & +3

– Tahapan perubahan biloks pada beberapa logam transisi dapat dipelajari dengan diagram Latimer dan Frost

Diagram latimer untuk Fe

Reaksi antar ion logam

• Mengikuti sistem pada deret Volta

• Bisa ditentukan dengan perhitungan potensial kimia (E) reaksi

Elektrokimia

• Sel Galvani

*Reaksi kimia menghasilkan energi listri

Elektrokimia

• Elektroda

– Katoda  terjadi reaksi reduksi – Anoda  terjadi reaksi oksidasi

• Notasi sel

– Contoh pada reaksi Ag⁺ dan Cu²⁺

Cu(s) I Cu²⁺(aq) II Ag⁺(aq) I Ag(s)

– Anoda (kiri) II Katoda (kanan)

– Adakalanya digunakan elektroda innert jika terdapat spesimen berupa cairan/larut; contoh

– Zn(s) I Zn²⁺(aq) II Fe²⁺(aq), Fe³⁺(aq) I Pt(s)

Elektrokimia

• Elektrolisis  energi listrik untuk menggerakkan reaksi kimia

• Beberapan satuan Internasional

– Potensial (Volt, V)  energi yang dihasilkan per Coulomb.

1 V = 1 J/C

1 C = 1 Ampere x 1 Sec = 1 As 1 mol e- = 96500 C

1 F = 96500 C/mol e-

Contoh

• Elektrolisis pada logam X bermuatan +2 dilakukan

dengan mengalirkan arus 3A selama 2 jam. Jika diakhir percobaan dihasilkan logam X sebanyak 7,11 g; maka Ar dari logam tersebut adalah…

– Petunjuk : X²⁺  X melibatkan 2e- ( 2 mol elektron)

– Dari data arus dan waktu diperoleh berapa C (coulomb) – Dari C dikonversi ke mol e-

– Untuk reaksi per 2 mol e- : Massa= (mol e-/2) x Ar

Sehingga Ar = (2 x massa produk) / mol e-

Potensial Sel E

_sel

• E⁰  potensial standar ([X] 1M, 1 atm, T 298K)

• E  potensial diukur pada suhu tertentu E⁰_sel = E⁰_reduksi - E⁰_oksidasi

• Pada elektroda hidrogen E⁰_H+ = 0 V

• Potensial standar reduksi beberapa spesi ditunjukkan pada slide berikutnya

E⁰_sel = E⁰_reduksi - E⁰_oksidasi

*) dalam perhitungan jangan merubah + / - E⁰

Contoh

• Reaksi Ag-Cu pada sel galvani (E⁰_Ag+ = +0,8V;

E⁰_Cu2+=+0,34V)

E⁰_sel = E⁰_red – E⁰_oks = E⁰_Ag+ – E⁰_Cu2+

= 0,8 – 0,34 = + 0,46 V

Potensial reduksi standar Ag lebih positif dibandingkan Cu sehingga Ag akan mengalami reduksi

Kesepontanan Reaksi

• Parameter sponan ΔS atau ΔG

• Korelasi E⁰_sel dan ΔG⁰

– Ingat materi termokimia sester sebelumnya – ΔG memberikan informasi kalor yg digunakan

untuk melakukan kerja / kerja maksimum sistem – Secara matematis diperoleh

- ΔG = n F E_sel

– n jumlah elektron; F konstanta Faraday (96500 C)

• Reaksi spontan jika ΔG < 0; sehingga jika kita dapatkan E > 0 reaksi akan spontan.

sel

0 0

sel

ΔG = - nFE atau

ΔG = - nFE

E

⁰

sel dan kesetimbangan

• Ingat kembali korelasi ΔG⁰ dengan konstanta kesetimbangan

• Sehingga

0

0 0

sel

ΔG = RT ln Kc dan

ΔG = - nFE

0

- nFE sel = RT ln Kc

E

⁰

sel dan kesetimbangan

• Kita rubah natural logaritmic ke logaritma berbasis 10 yaitu ln x = 2,303 log x

• Dan pada kondisi standar T 298K; F 96500 C; R 8,314 J.mol^-1.K^-1.

0 sel 0

sel

- nFE = RT ln Kc E = RT ln Kc

nF

0 sel

0,0592 V

E = log Kc

n

*) dari data E sel atau konstanta kesetimbangan bisa ditentukan

E

_sel

Vs Konsentrasi

• Persamaan Nernst

• Pada reaksi secara umum berlaku ΔG = ΔG⁰ + RT ln Q

Dari penurunan sebelumnya -n F E_sel = - n F E⁰_sel + RT ln Q E_sel = E⁰_sel – RT ln Q

0 sel

E = RT ln Q

sel nF

E  ⁰

sel

0,0592

E = log Q

sel n E 

E

_sel

Vs Konsentrasi

• Jumlah n adalah total elektron yang terlibat;

misal dari setangah reaksi masing² melibatkan 3e pada oksidasi dan 2e pada reduksi; maka n=6

• Jika dalam sel terdapat fasa gas, cair (aq), padat;

maka yang dilibatkan dalam perhitungan adalah fasa gas & cair

• Fasa gas dimasukan nilai tekanan gas tesebut;

misal penggunaan ellektroda H, maka akan

menghasilkan gas H2 dan bisa diinput tekanan gas H2

contoh

 

 

0 sel

Oksidasi 0,0592

E = log

n Reduksi

E sel 

Prediksi dan Aplikasi

• Dalam suatu reaksu

– ΔG < 0  sel galvani

– ΔG > 0  sel elektrolisis

• Beberapa Aplikasi :

– Pengorbanan elektroda dalam penanggulangan korosi

– Teknologi Batere

– Fuel cell (sel bahan bakar)

– Electroplating atau penyepuhan

Pengumuman UTS

• UTS Kimia dasar II akan dilaksanakan 13 April 2020 pkl.

07:15-09:15

• Remidi (jika diperlukan) akan dilaksanakan pada minggu yang sama

• Soal dalam bentuk Pilihan ganda atau gabungan pilihan ganda dan essay

• Sifat ujian open book

• Pertanyaan akan dibuat dengan platform dari google form; oleh karena itu pastikan Anda mendapatkan sinyal yang terbaik sehingga tidak bermasalah dalam submit jawaban.

• Tidak menutup kemungkinan pertanyaan yang diberikan dalam latihan akan keluar di ujian