Elektrokimia

LOGO
Elektrokimia
TIM DOSEN KIMIA DASAR FTP UB 2012
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).
LOGO
REDOKS???
LOGO
Definisi
Redoks
Pengertian
lama
reaksi kimia
dimana terjadi
pengikatan dan
pelepasan
oksigen
Pengertian
lebih luas
reaksi kimia
dimana terjadi
perubahan
bilangan
oksidasi
LOGO
Bilangan Oksidasi???
adalah muatan suatu atom / unsur dalam
suatu molekul / senyawa yang ditentukan
karena perbedaan harga
elektronegatifitas.
LOGO
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.
LOGO
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
LOGO
Tentukan bilangan oksidasi dari unsur –
unsur berikut :
1. S dalam senyawa HSO42. Mn dalam senyawa KMnO4
3. Cr dalam senyawa Cr2O72-
LOGO
 Reaksi oksidasi dpt mempunyai 3 pengertian :
a. Reaksi yg menyebabkan terjadinya kenaikan biloks.
Misalnya :
K + e  K+
0
+1
b. Reaksi pengikatan oksigen.
Misalnya :
C + O2  CO2
0
+4
c. Reaksi pelepasan hidrogen.
Misalnya :
CH4  C + 2H2
-4
0
LOGO
 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
LOGO
Reaksi Autoredoks / Reaksi Disproporsionasi
0
-1
reduksi
Cl2 + 2OH-  Cl- + ClO- + H2O
oksidasi
0
+1
LOGO
Penyetaraan Reaksi Redoks
PEDOMAN
Dalam Asam
Pihak yg kurang O
ditambah H2O sebanyak
kekurangannya,
kemudian pihak yg lain
ditambah H+ sehingga
jumlah atom – atom
sebelah kiri dan kanan
tanda reaksi adalah sama
Dalam Basa
Pihak yg kelebihan O
ditambah H2O sebanyak
kelebihannyannya,
kemudian pihak yg lain
ditambah OH- sehingga
jumlah atom – atom
sebelah kiri dan kanan
tanda reaksi adalah sama
LOGO
Metode Penyetaraan Reaksi Redoks
Metode setengah reaksi
Metode bilangan oksidasi
LOGO
Metode ½ reaksi atau metode ion elektron
a. Reaksi akan lebih mudah jika kita tulis dlm bentuk ion yg
mengalami perubahan bilangan oksidasi saja.
b. Setarakan O maupun H menggunakan prinsip diatas,
baik dlm suasana asam maupun basa
c. Samakan muatan dg menambahkan elektron masing –
masing setengah reaksi redoks
d. Samakan jumlah elektron di sebelah kiri dan kanan
tanda reaksi ( jml elektron merupakan kelipatan terkecil
dari elektron di kiri dan kanan tanda reaksi
Example :
Setarakan persamaan reaksi dibawah ini dgn menggunakan
metode ½ reaksi
Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O
LOGO
Pisahkan reaksi paro oksidasi dan reduksi
Oksidasi : Sn  SnO2
( kiri kurang 2 O )
Reduksi : NO3-  NO2
( kanan kurang 1 O )
a. Setarakan jumlah O dan H
Oksidasi : Sn + 2H2O  SnO2 + 4 H+
Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O
b. Setarakan muatan dgn menambahkan elektron
Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+
Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O + 1e
c. Samakan jumlah elektron di kiri dan kanan
Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+
( kali 1 )
Reduksi : NO3- + 2 H+  NO2 + H2O + 1e
( kali 4 )
LOGO
Hasil yg diperoleh :
Oksidasi : Sn + 2H2O + 4e  SnO2 + 4 H+
Reduksi : 4NO3- + 8 H+  4 NO2 + 4H2O + 4e
Redoks : Sn + 4 NO3- + 4 H+  SnO2 + 4 NO2 + 2H2O
Atau
: Sn + 4 HNO3  SnO2 + 4 NO2 + 2H2O
 Setarakan persamaan reaksi berikut :
1. Fe2+ + MnO4-  Fe3+ + Mn2+ ( suasana asam )
2. Al + NO3-  AlO2- + NH3 ( suasana basa )
3. HNO3 + H2S  NO + S + H2O
LOGO
Metode bilangan oksidasi
 Dalam metode bilangan oksidasi ini didasari atas jumlah
elektron yang terlibat. Oleh sebab itu untuk
menyetarakan reaksi ini jumlah elektron yang berada di
kiri maupun dikanan tanda reaksi harus sama, maka
untuk penyelesaiannya dilakukan dengan cara
menyilangkan. Dimana perubahan bilangan oksidasi
pada reaksi oksidasi digunakan sebagai koefisien pada
reaktan yang mengalami reaksi reduksi dan sebaliknya.
Contoh :
Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O
LOGO
Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O
0
+5
+4
+4
1 Sn + 4HNO3  1 SnO2 + 4NO2
Karena dlm suasana asam maka yang kekurangan O harus
ditambah dengan H2O
Sehingga hasil akhir reaksi redoksnya adalah :
Sn + 4HNO3  SnO2 + 4NO2 + 2H2O
LOGO
 Setarakanlah reaksi redoks dibawah ini :
1. Fe3+ + Sn2+  Fe2+ + Sn4+
2. Ag + HNO3  AgNO3 + NO2 + H2O
3. MnO4 + H2SO3  SO42- + Mn2+
4. HPO32- + OBr-  Br- + PO43- ( dalam suasana basa )
5. C3H3O + CrO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + C3H6O + H2O
LOGO
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
LOGO
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.
LOGO
Elektrolisis Leburan Elektrolit
elektrolisis ini penting dalam pembuatan
logam-logam aktif seperti natrium,
magnesium dan alumunium.
Elektrolisis MgCl2 cair
Anoda (oksidasi) : 2 Cl
Katoda (reduksi) : Mg
Reaksi sel
2+
: MgCl2
------
Cl2
+ 2 e ---------
+
2e
Mg
Mg
+
Cl2
LOGO
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-
LOGO
 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.
LOGO
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.
LOGO
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 ke dalam
larutan seng sulfat dan logam tembaga ke dalam
larutan tembaga sulfat
 Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut
membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi sebaliknya ion seng
dalam larutan mempunyai kecenderungan untuk
mengendap sebagai atom Zn.
 Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang
dapat dinyatakan sebagai ;
Zn
======
Zn 2+
+
2e
LOGO
 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. Ion-ion seng dalam larutan akan
terorientasi dengan muatan negative pada logam dan
terbentuk lapisan rangkap listrik.
LOGO
 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 (gambar b).
Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta,
kelebihan electron pada elektroda Zn akan mengalir ke
elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.
LOGO
 Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut
menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan
terus mengendap sebagai ion Cu
LOGO
 Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertindak
sebagai elektroda negative (-) disebut anoda, karena disini
terjadi setengah reaksi oksidasi.
Zn
------Zn 2+
+
2e
 Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak sebagai
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.
LOGO
LOGO