Bab 09 Elektrokimia New

2/14/2012
Bab 09
Elektrokimia
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Departemen Kimia FMIPA IPB
Ikhtisar
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Sel Elektrokimia
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan
Nernst
Aplikasi Sistem Redoks
Elektolisis
Sumber: Chang bab 19
1
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Redoks = Reduksi - Oksidasi
Menerima Oksigen
Kehilangan Oksigen
O
Kehilangan Hidrogen
H
Menerima Hidrogen
Kehilangan Elektron
e-
Menerima Elektron
Kenaikan Bilangan
Oksidasi
Penurunan Bilangan
Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Reaksi reduksi dan oksidasi selalu terjadi bersamaan
Konsep Reduksi dan Oksidasi
0
0
2Mg (s) + O2 (g)
2Mg
O2 + 4e-
2Mg2+ + 4e2O2-
2+ 2-
2MgO (s)
setengah-reaksi oksidasi (melepas e-)
setengah-reaksi reduksi (menerima e-)
Agen pengoksidasi - reaktan reduksi → oksidator
O 0
Agen pereduksi - reaktan oksidasi → reduktor
Mg 0
-2 O2+2 Mg2+
2
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Identifikasikan manakah reduktor dan oksidator pada reaksi berikut
a.
MnO2(s) + H2(g) Mn2O3(s) + H2O(l)
b.
Ca(s) + Cl2(g) CaCl2(s)
c.
2H2 + O2(g) 2H2O(l)
Penyelesaian
b.
c.
H2 sebagai reduktor karena mengalami kenaikan biloks dan MnO2
sebagai oksidator karena mengalami penurunan biloks
Ca sebagai reduktor dan Cl2 sebagai oksidator
H2 sebagai reduktor dan O2 sebagai oksidator
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
a.
BILANGAN OKSIDASI
Jumlah muatan yang dimiliki suatu atom dalam molekul (senyawa
ionik) jika elektron-elektronnya berpindah seluruhnya.
Perubahan bilangan oksidasi SELALU terjadi dalam reaksi redoks.
Aturan untuk Menentukan Bilangan Oksidasi
1.
Setiap atom dalam unsur bebas (dlm keadaan tidak bergabung)
dan senyawa kovaen murni memiliki bilangan oksidasi nol.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2.
Pada ion monoatomik, bilangan oksidasinya sesuai dengan muatan
ion tersebut.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Konsep Reduksi dan Oksidasi
3.
Bilangan oksidasi oksigen biasanya –2. Pada H2O2 dan O22- adalah –1.
4.
Bilangan oksidasi hidrogen adalah +1 kecuali bila hidrogen berikatan
dengan logam dlm bentuk senyawa biner. Dalam kasus ini, bilangan
oksidasinya –1.
5.
Logam-logam golongan IA adalah +1, logam IIA +2 dan fluorin selalu –1.
6.
Dlm molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom
penyusunnya harus nol. Dlm. ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi
semua unsur dlm. ion tsb. harus sama dengan muatan total ion.
Berapakah bilangan oksidasi dari atom-atom dalam HCO3- ?
O = -2
C dapat kita peroleh: 3x(-2) + 1 + ? = -1
H = +1
C = +4
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
HCO3Dari aturan kita ketahui:
Berapakah bilangan oksidasi Mn dalam senyawa dan ion berikut:
a. Mn b. Mn2+ c. MnO2- d. MnO4e. MnO42-
Disproporsionasi
Terjadi apabila senyawa tunggal dioksidasi dan direduksi
-1
-2
0
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g)
Oksigen dalam H2O2 dioksidasi menjadi O2 dan sebagian direduksi
menjadi H2O
4
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Membalanskan persamaan reaksi oksidasi-reduksi
Reaksi pelarutan tembaga(II) sulfida dalam larutan asam nitrat dalam air
CuS(s) + NO3-(aq) → Cu2+(aq) + SO42-(aq) + NO(g)
Tahap 1 Tulis dua setengan reaksi yang belum dibalanskan dari spesies yang dioksidasi dan direduksi
CuS → Cu2+ + SO42NO3- → NO
Tahap 2 Masukkan koefisien untuk menyamakan jumlah atom, kecuali oksigen dan hidrogen
Dalam kasus ini, jumlah atom Cu, S, dan N sudah balans
Tahap 3 Balanskan oksigen dengan menambahkan H2O
CuS + 4H2O → Cu2+ + SO42NO3- → NO + 2H2O
Konsep Reduksi dan Oksidasi
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Tahap 4 Balanskan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H3O+ ke tiap sisi yang
“kekurangan” hidrogen dan H2O ke sisi lain. Untuk larutan basa, tambahkan H2O ke
sisi yang “kekurangan” hidrogen dan OH- ke sisi lain
CuS + 12H2O → Cu2+ + SO42- + 8H3O+
NO3- + 4H3O+ → NO + 6H2O
Membalanskan persamaan reaksi oksidasi-reduksi
Tahap 5 Balanskan muatan dengan menambahkan e- (elektron)
CuS + 12H2O → Cu2+ + SO42- + 8H3O+ + 8eNO3- + 4H3O+ + 3e- → NO + 6H2O
Tahap 6 Kalikan kedua setengah-reaksi dengan bilangan yang dipilih untuk membuat
jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang
diperlukan pada reduksi. Kemudian tambahkan kedua setengah-reaksi, yang
menghilangkan elektron. Jika H3O+, OH-, atau H2O muncul di kedua persamaan
akhir, hilangkan duplikatnya.
Dalam kasus ini, setengah-reaksi oksidasi dikalikan 3 dan setengah-reaksi
reduksi dikalikan 8, sehingga
8 NO3
-
3 CuS + 36 H2O → 3 Cu2+ + 3 SO42- + 24 H3O+ + 24 e+ 32 H3O+ + 24 e- → 8 NO + 48 H2O
3 CuS + 8 NO3- + 8 H3O+ → 3 Cu2+ + 3 SO42- + 8 NO + 12 H2O
5
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Sel Elektrokimia
anode
oksidasi
katode
reduksi
reaksi redoks
spontan
Menarik anion
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Menarik kation
Sel Elektrokimia
Diagram sel
Zn (s) + Cu2+ (aq)
Cu (s) + Zn2+ (aq)
[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
anode
katode
2+
2+
Zn (s) | Zn (1 M) || Cu (1 M) | Cu (s)
Tanda || utk memisahkan setengah sel
Tanda | utk memisahkan reaktan/fasa tiap setengah sel
6
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Sel Elektrokimia
Dua tipe sel
Sel elektrolisis - butuh “sumber dc” = pompa elektron (contoh: baterai)
•
elektron dipaksa bergerak satu arah, tidak bergantung pada kespontanan
•
energi listrik digunakan agar reaksi nonspontan dapat terjadi
•
elektron digerakkan ke katode oleh pompa elektron sehngga terjadi reduksi.
Sel Volta atau Sel Galvanik - listrik pasif
•
elektron bergerak karena reaksi spontan
•
Memanfaatkan kimia untuk memperoleh energi
•
elektron diambil dari katode dengan reduksi, mengakibatkan elektron bergerak
ke arah katode
•
Dapat digunakan sebagai sumber dc untuk sel elektrolitik.
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
(tidak butuh “sumber dc”)
Selisih potensial listrik antara anode dan
katode disebut:
• voltase sel
• gaya elektromotif (emf)
• potensial sel
Gaya elektromotif (emf) adalah potensial listrik sel
E (emf) ⇒ units = volts (V)
emf adalah selisih potensial antara anode dan katode
emf standar (E0sel)
E0sel = E0katode – E0anode
E° > 0 reaksi spontan
7
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Potensial elektrode Standar
Potensial reduksi standar(E0) adalah voltase yang berkaitan dengan reaksi
reduksi pada elektrode jika konsentrasi semua zat terlarut 1 M dan semua gas pada 1
atm.
reaksi reduksi
2e- + 2H+ (1 M)
H2 (1 atm)
E0 = 0 V
Gunakan sebagai acuan untuk mengukur
potensial zat lainnya
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
•
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Elektrode hidrogen standar
E0 adalah utk reaksi seperti
yg tertulis
•
reaksi setengah-sel adalah
reaksi reversibel
•
tanda E0 berubah jika arah
reaksi dibalik (E° red = -E°oks)
•
Mengubah koefisien
stoikiometri suatu reaksi
setengah-sel tidak
mengubah nilai E0
8
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Agen pengoksidasi
terkuat
•
makin positif E0 makin besar
kecendrungan suatu zat
mengalami reduksi
Titik acuan
nol
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Agen pereduksi
terkuat
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Potensial Elektrode Standar
E0 sel = 0,76 V
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
anode (oksidasi): Zn (s)
Zn2+ (1 M) + 2e-
katode (reduksi): 2e- + 2H+ (1 M)
Zn (s) + 2H+ (1 M)
H2 (1 atm)
Zn2+ + H2 (1 atm)
E0 = E0katode – E0anode
sel
E0sel = E0H +/H 2 - E0Zn 2+ /Zn
0,76 V = 0 - E0Zn 2+/Zn
E0Zn /Zn2+ = -0,76 V
Zn2+ (1 M) + 2e-
Zn
E0 = -0,76 V
9
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Potensial elektrode Standar
E0sel= 0,34 V
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
anode (oksidasi): H2 (1 atm)
2H+ (1 M) + 2e-
katode (reduksi): 2e- + Cu2+ (1 M)
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M)
Cu (s)
Cu (s) + 2H+ (1 M)
E0 = E0katode – E0anode
sel
E0 = E0Cu 2+ /Cu - E0H +/H 2
sel
0,34 V = E0Cu 2+ /Cu - 0
E0Cu 2+ /Cu = 0,34 V
Cu
E0 = 0,34 V
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Cu2+ (1 M) + 2e-
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Potensial elektrode Standar
Gabungkan
Zn (s)
Zn2+ (1 M) + 2e-
2e- + Cu2+ (1 M)
Zn (s) + Cu2+ (1 M)
Cu (s)
Cu (s) + Zn2+ (1 M)
E0sel = 0,34 V – (-0,76) = 1,10 V
10
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Suatu sel tembaga-perak dengan potensial terbaca 0,46
volt. Diketahui E0sel Ag+/Ag = 0,80 V dan E0sel Cu2+/Cu =
0,34 V. Tunjukkanlah bahwa sel dalam keadaan standar
Penyelesaian:
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Sebagai katode Ag dan anode Cu sehingga
E0sel = E0 Ag+/Ag – E0 Cu2+/Cu
E0sel = 0,80 V – 0,34 V = 0,46 V
Potensial yang terbaca juga 0,46 V. Jadi sel dalam kondisi standar
Hukum Faraday
1. Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektrode berbanding
lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel
2. Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektrode dengan
melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melaui sel.
Arus listrik (I) adalah jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian
per satuan waktu. Jika Q adalah besarnya muatan (coulomb), t adalah waktu (detik),
dan F adalah tetapan faraday (96,485 C mol-1), maka arus I adalah:
Q
t
Jumlah elektron (mol elektron) =
I =
It
96,485 C mol-1
11
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Kerja listrik
wlistrik = - Q E
wlistrik = - It E
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Tanda negatif muncul karena
konvensi termodinamika
Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energi bebas (∆G),
dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, serta kerja listrik maksimum
yang mampu dihasilkan dari reaksi
- wlistrik.maks = |∆G| (pada T dan P konstan)
Jika sel difungsikan takreversibel (arus yang besar dimungkinkan untuk mengalir)
∆G = Wlistrik.rev
Jika sel difungsikan reversibel
∆G = Wlistrik = - QE = - nFE(reversibel)
Tekanan 1 atm dan suhu tertentu
Apabila larutan ideal, konsentrasi zat terlarutnya adalah 1 M
Keadaan standar dan tegangan sel
∆G° = - n F E°
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Energi bebas standar (∆
∆G°),
Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode 1,5
jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaian dan
kerja listrik yang dilakukan oleh aki
Penyelesaian
Muatan total adalah
Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C
Kerja listrik adalah
welek = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 104 J
Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh
aki adalah negatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.
12
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Sebuah setengah-sel Zn2+|Zn dihuhubungkan dengan sebuah setengahsel Cu2+|Cu untuk membuat sel galvani, dengan [Zn2+] = [Cu2+] = 1,00 M.
Tegangan sel pada 25°C diukur sama dengan E° = 1,10 V, dan Cu
diamati melapisi selama berlangsungnya reaksi. Hitung ∆G° untuk
reaksi kimia yang berlangsung dalam sel, untuk 1,00 mol seng terlarut.
Penyelesaian
Potensial sel, Energi bebas,
Kesetimbangan, dan Persamaan Nernst
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Reaksinya adalah
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Karena Cu adalah produk. Untuk reaksi yang tertulis, dimana 1 mol Zn(s) dan 1 mol
Cu2+(aq) bereaksi, 2 mol elektron melewati rangkaian luar, sehingga n = 2. Oleh karena
itu,
∆G° = - n F E° = - (2,00 mol)(96,485 C/mol)(1,10 V)
= - 2,12 x 105 J = - 212 kJ
Persamaan Nernst
E = E° - RT
ln Q
nF
E = E° - 0,0592 log Q (pada 25°C)
n
Pengukuran tetapan kesetimbangan
n
log K =
E° (pada 25°C)
0,0592
Hitung konstanta kesetimbangan dari reaksi:
Fe(s) + Cu2+(aq)
Fe2+(aq) + Cu(s)
0
2+
Diketahui: E Fe /Fe = - 0,44 V dan E0Cu2+/Cu = 0,34 V
13
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Aplikasi Sistem Redoks
Sel kering
Sel Leclanché
anode:
2NH4+ (aq) + 2MnO2 (s) + 2e-
Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s)
Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)
Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Departemen
Kimia FMIPA IPB
katode:
Zn2+ (aq) + 2e-
Zn (s)
Aplikasi Sistem Redoks
Baterai merkuri
anode:
katode:
Zn(Hg) + 2OH- (aq)
HgO (s) + H2O (l) + 2eZn(Hg) + HgO (s)
ZnO (s) + H2O (l) + 2eHg (l) + 2OH- (aq)
ZnO (s) + Hg (l)
14
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Aplikasi Sistem Redoks
Baterai Bertimbal
(Aki)
katode:
Pb (s) + SO2-4 (aq)
PbSO4 (s) + 2e-
PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO2-4 (aq) + 2e-
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2-4 (aq)
PbSO4 (s) + 2H2O (l)
2PbSO4 (s) + 2H2O (l)
Aplikasi Sistem Redoks
Departemen
Kimia FMIPA IPB
anode:
Baterai Lithium Keadaan-Padat
15
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Aplikasi Sistem Redoks
Sel bahan bakar adalah
sel elektrokimia yang
memerlukan pasokan
reaktan yg kontinu agar
tetap berfungsi
katoda:
2H2 (g) + 4OH- (aq)
4H2O (l) + 4e-
O2 (g) + 2H2O (l) + 4e-
4OH- (aq)
2H2 (g) + O2 (g)
2H2O (l)
Departemen
Kimia FMIPA IPB
anoda:
Aplikasi Sistem Redoks
oksigen dilarutkan dalam
air menyebabkan oksidasi
E°red = -0.44 V
E°red = 1.23 V
karena E°red (Fe3+) < E°red (O2)
Karat Fe2O3
Fe dapat dioksidasi oleh oksigen
16
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Aplikasi Sistem Redoks
Perlindungan Katodik Tangki Besi
E°red = -2.37 V
E°red = 1.23 V
Elektolisis
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Mg lebih mudah teroksidasi dibandingkan Fe
Elektrolisis adalah proses di mana energi listrik digunakan agar reaksi kimia
nonspontan dapat terjadi.
17
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Elektolisis
Departemen
Kimia FMIPA IPB
Elektrolisis air
Elektolisis
Elektrolisis larutan berair natrium klorida
Mengandung beberapa spesi yang dapat dioksidasi dan direduksi
Reaksi pada anode:
(1) 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e(2) 2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4eDari tabel 19.1:
2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2eO2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O
E0 = 1,36V
E0 = 1,23V
E0(1)>E0(2) → seolah-olah terjadi reaki oksidasi(2)
Kenyataan → Cl2 dibebaskan di anode, bukan O2 → overvoltase O2 cukup tinggi
→ Cl2 yang terbentuk pada kondisi kerja normal → Reaksi (1) terpilih
18
Departemen
Kimia FMIPA IPB
2/14/2012
Elektolisis
Elektrolisis larutan berair natrium klorida
Reaksi pada katode:
(3) 2H+(aq) + 2e- → H2(g)
(4) 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
(5) Na +(aq) + e- → Na(s)
E0 = 0,00V
E0 = -0,83V
E0 = -2,71V
E0(5) → sangat negatif → tidak mungkin terjadi
Reaksi (3) dan (4) → mungkin terjadi pada pH 7, namun [H+] terlalu rendah (1 x 10-7)
→ Reaksi (4) terpilih
Reaksi :
Anode (oksidasi):
2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2eKatode (reduksi): 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
-------------------------------------------------------2H2O(l) + 2Cl-(aq) → H2(g) + Cl2(g) + 2OH-(aq)
Dihasilkan NaOH sebagai produk samping
Terima Kasih!
Departemen Kimia FMIPA IPB
19