Elektrokimia

Elektrokimia
Tim Kimia FTP
KONSEP ELEKTROKIMIA
• Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu
pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang
terjadi di dalam sel elektrokimia.
• Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah
elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi
didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi
redoks).
REDOKS???
Definisi
Redoks
Pengertian lama
reaksi kimia
dimana terjadi
pengikatan dan
pelepasan
oksigen
Pengertian lebih
luas
reaksi kimia
dimana terjadi
perubahan
bilangan oksidasi
Bilangan Oksidasi???
• adalah muatan suatu atom / unsur dalam
suatu molekul / senyawa yang ditentukan
karena perbedaan harga elektronegatifitas.
Penentuan Bilangan Oksidasi
1. Bilangan oksidasi setiap atom dlm unsur bebas adalah nol.
Misalnya unsur Cl = 0, B = 0
2. Bilangan oksidasi ion suatu atom sama dengan muatan ion
tersebut.
a. Na+ 
biloks Na adalah +1
b.
Fe3+  biloks Fe adalah +3
3. Pada suatu senyawa atau ion, umumnya biloks atom untuk :
a. Golongan IA adalah +1
b.
Golongan VIIA adalah -1
4. Bilangan oksidasi H dalam senyawa adalah +1, kecuali pada
senyawa hidrida ( NaH, LiH, CaH2 ) bilangan oksidasi H = -1.
5. Bilangan oksidasi O dlm senyawa adalah -2, kecuali pada
senyawa peroksida seperti H2O2 bilangan oksidasi O adalah -1.
Dan pd senyawa superoksida seperti KO2, RbO2 biloks O
adalah -½. Sementara untuk senyawa OF2 biloks O adalah +2.
6. Jumlah total biloks atom dlm suatu senyawa adalah nol. Dan
jumlah total biloks untuk senyawa bermuatan adalah
besarnya sama dengan muatannya.
a. H2SO4  total biloks sama dengan nol
b. CO32-  total biloks sama dengan -2
• Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian :
a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks.
Misalnya :
K  K+ + e
0
+1
b. Reaksi pengikatan oksigen.
Misalnya :
C + O2  CO2
0 + +4
c. Reaksi pelepasan hidrogen.
Misalnya :
CH4  C + 2H2
-4
0
• Reaksi reduksi dpt mempunyai 3 pengertian :
a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya penurunan biloks.
Misalnya :
K+  K + e
+1
0
b. Reaksi pelepasan oksigen.
Misalnya :
CO2  C + O2
+4
0
c. Reaksi pengikatan hidrogen.
Misalnya :
C + 2H2  CH4
0
-4
Reaksi Autoredoks / Reaksi
Disproporsionasi
0
-1
reduksi
Cl2 + 2OH-  Cl- + ClO- + H2O
oksidasi
0
+1
Penyetaraan redoks
• Metode setengah reaksi redoks
• Metode bilangan oksidasi
Metode setengah reaksi redoks
• Tulis kerangka dasar ½ reaksi reduksi dan
kerangka ½ reaksi oksidasi
Contoh : K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Reduksi : Cr2O72- Cr3+
Oksidasi : Cl-  Cl2
• Setarakan atom unsur yang mengalami
perubahan bilangan oksidasi
Reduksi : Cr2O72- 2Cr3+
Oksidasi : 2Cl-  Cl2
• Setarakan oksigen dan hidrogen
– Dalam larutan asam atau netral :
Tambahkan 1 H2O untuk setiap kekurangan 1 atom O,
lalu setarakan kekurangan atom H dengan
menambahkan H+
– Dalam larutan basa :
Tambahkan 2 atom OH- pada setiap kekurangan 1 atom
O, kemudian setarakan kekurangan H dengan H2O
(pada ruas yang lainnya)
Reduksi : Cr2O72- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O
Oksidasi : 2Cl-  Cl2
• Jika ada spesi lain, selain unsur yang mengalami
perubahan bilangan oksidasi, maka setarakan
spesi yang bersangkutan pada ruas lainnya
Contoh : Pb  PbSO4 menjadi Pb + SO4  PbSO4
• Setarakan muatan dengan menambahkan
elektron pada ruas yang kelebihan muatan
Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O
Oksidasi : 2Cl-  Cl2 + 2e-
• Samakan jumlah elektron pada ½ reaksi reduksi dan ½
reaksi oksidasi
Reduksi : Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O (dikali 1)
Oksidasi : 2Cl-  Cl2 + 2e(dikali 3)
Redoks : Cr2O72- + 14H+ + 6Cl- 2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O
• Dikembalikan pada reaksi awal, menjadi ;
K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
• Jadi, persamaan redoks lengkapnya :
K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
Metode bilangan oksidasi
• Tentukan unsur yang mengalami perubahan
biloks, dan tuliskan bilangan oksidasinya.
+7
+2
+3
+2
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 +H2O
• Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan
biloks dengan memberi koefisien yang tepat.
KMnO4 + 2FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + Fe2(SO4)3 +
MnSO4 +H2O
• Menentukan jumlah pertambahan bilangan
oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan
jumlah penurunan bilangan oksidasi unsur yg
mengalami reduksi
• Samakan koefisien masing-masing senyawa
dengan menyetarakan sesuai perubahan biloks
(dikalikan dengan faktor x)
2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + 5Fe2(SO4)3
+ 2MnSO4 +H2O
• Setarakan unsur lainnya dalam urutan kation,
anion, hidrogen, oksigen.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4  K2SO4 +
5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O
• Kation K sudah setara, Anion SO42- belum setara
yaitu di ruas kanan ada 18 SO42- sedangkan di
ruas kiri ada 10, jadi tambahkan koefisien 8 pada
H2SO4. Lalu setarakan hidrogen dan oksigen.
• Jadi persamaan redoks lengkapnya :
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4  K2SO4 +
5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O
Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu :
• Sel volta : reaksi redoks akan menghasilkan
arus listrik (terjadi perubahan energi kimia
menjadi energi listrik).
Contoh : baterai, aki
• Sel elektrolisis : arus alam menimbulkan reaksi
redoks (terjadi perubahan energi listrik
menjadi energi kimia).
Contoh : penyepuhan logam.
Macam sel elektrokimia
Sel Volta/sel
elektrokimia
• reaksi redoks yang terjadi
secara spontan ( reaksi
kimia yang dapat
menghasilkan arus listrik)
Sel
Elektrolisis
• Arus listrik yang dialirkan
kedalamnya
menimbulkan reaksi
redoks /kimia
Sel volta
• Elektron mengalir dari logam Zn (anode) menuju Cu melalui
kawat penghubung, dan Zn mengalami oksidasi menjadi ion
Zn2+.
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e• Elektron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawat
menuju katode (logam Cu). Ion Cu2+ akan mengambil
elektron dari logam tembaga, sehingga terjadi reduksi ion
Cu2+ menjadi endapan tembaga.
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Akibatnya lama kelamaan logam Zn larut, sedangkan
katode (logam Cu) semakin tebal karena terbentuknya
endapan tembaga, dan menghasilkan aliran elektron
(listrik).
Sel Volta
• Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus
listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda
secara spontan.
• Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam larutan
seng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembaga
sukfat
• Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut
membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi seba-liknya ion seng dalam
larutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendap
sebagai atom Zn.
Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat
dinyatakan sebagai ;
Zn
======
Zn 2+
+
2e
• Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari pada
kecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, maka kesetimbangan
agak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihan
electron, yang memberikan muatan negative pada logam. Ionion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan
negative pada logam dan terbentuk lapisan rangkap listrik
• Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disini
kecenderungan Cu 2+ untuk mengendap(sebagai Cu) lebih
besar dari pada kecenderunganCu untuk melarut sehingga
kedudukan kesetimbangan :
Cu
=======
Cu 2+ +
2 e
Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih positif
terhadap larutan
Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta , kelebihan
electron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu
dimana terdapat kekurangan electron.
• Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut
menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus
mengendap sebagai ion Cu
•
•
•
•
•
Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertidak sebagai
elektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi
oksidasi.
Zn
------Zn 2+ +
2e
Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak senagai elektroda positif (+)
disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ + 2 e -------Cu
Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel :
Anoda (oksidasi) Zn
------Zn 2+ +
2e
Katoda (reduksi) Cu 2+ + 2 e ------Cu
________________________________________
Zn
+ Cu 2+ ------- Zn 2+ + Cu
Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik.
Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada pembuatan sel ini adalah
sebuah pipa U yang berisi elektrolit ( KCl atau KNO3) dan agar-agar padat
Yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalam
sel Volta.
Loga Mn Cr Zn
Fe
Co
Ni
Sn
Pb
H
Cu
Hg
Ag
Au
m
Eo (V) -1,18 -0,9 -0,76 -0,44 -0,27 -0,26 -0,14 -0,13 0,0 +0,34 +0,8 +0,8 +1,52
• Katoda (muatan positif )  reduksi
• Anoda (muatan negatif)  oksidasi
• Dalam suatu sel galvani
Eokatode > Eoanode
• Dengan menggunakan potensial elektrode
standar di bawah ini:
Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e  2Cr3+(aq)+ 7H2O
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)
Eo= +1,33 V
Eo= - 0,76 V
Maka diagram sel galvaninya adalah ....
Sel elektrolisis
• Reaksi elektrolisis tergolong reaksi tidak spontan,
yaitu memerlukan pengaruh energi listrik.
• Elektron (listrik) memasuki larutan melalui kutub
negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan
menyerap elektron dari katode dan mengalami
reduksi.
• Spesi lain melepas elektron di anode dan
mengalami oksidasi.
• Katoda (muatan negatif)  reduksi
• Anoda (muatan positif)  oksidasi
Elektrolisis
• Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam
larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation) bermigrasi ke elektroda
negatip dan ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip
• Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan sebagai larutan.
• Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau
oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ;
pengendapan logam pada katoda , maka potensial elektron dan atau
konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan.
• Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/ lamban. Contoh
elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi dan sering
ambil bagian dalam proses anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit
dan platina) praktis tidak bereaksi kecuali pada proses-proses tertentu.
Elektrolisis Leburan Elektrolit
• elektrolisis ini penting dalam pembuatan
logam-logam aktif seperti natrium,
magnesium dan alumunium.
Elektrolisis MgCl2 cair
Anoda (oksidasi) : 2 Cl
------
Cl2
+
Katoda (reduksi) : Mg 2+ + 2 e -----
Mg
Reaksi sel
Mg
:
MgCl2
-----
2e
+
Cl2
Elektrolisis Larutan Elektrolit
• elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit ,
karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula
dioksidasi
• (pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada
elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh
elektrolisis dalam air.
Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban :
oksidasi : 2
Cl 
----Cl2 + 2e
Reduksi : 2 H2O + 2 e ----- H2 + 2 OH-
• Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada :
- keadaan dan jenis elektrolit
- jenis elektroda
- beda potensial antara kedua elektroda
- suhu
• Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag)
mudah direduksi dalam katoda.
Penggunaan Elektrolisis
• Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses
ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium,
magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas
hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada
proses ini sangat murni untuk itu sangat baik digunakan pada
proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin.
• Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating
dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia
. Misal tembaga dilapisi krom.
Reaksi elektrolisis
Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt,
reaksinya:
• 2HCl (aq)  2H+ (aq) + 2Cl ¯ (aq)
• Anode: 2Cl ¯ (aq)  Cl2 (g) + 2e¯ (Oksidasi)
• Katode: 2H+ (aq) + 2e¯  H2 (g) (Reduksi)
• Total: 2HCl (aq)  H2 (g) + Cl2 (g) (Redoks)
• Hukum Faraday I : “massa zat yang
dibebeaskan pada elektolisis (m) berbanding
lurus dengan jumlah listrik yang digunakan
(Q)”.
m=Q
m = i. t
• Hukum Faraday II : “ massa zat yang
dibebaskan pada elektrolisis (m) berbanding
lurus dengan massa ekuivalen zat itu (e)”.
m=e
Ar
e
jumlah elektron
• Penggabungan Hukum Faraday I dan II
menghasilkan persaamaan :
Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar Cr
= 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebesar 3
A ( 1 F = 96.500 C) diperlukan waktu ....
• m = 13 g
• i=3A
• Valensi Cr pada CrCl3 adalah +3.
• Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini :
1.
2.
3.
4.
5.
Fe3+ + Sn2+  Fe2+ + Sn4+
Ag + HNO3  AgNO3 + NO2 + H2O
MnO4 + H2SO3  SO42- + Mn2+
HPO32- + OBr-  Br- + PO43- ( dalam suasana basa )
C3H3O + CrO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + C3H6O + H2O