BAB 2 REAKSI REDOKS

2
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
A.
PENYETARAAN REAKSI REDOKS
B.
REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA
C.
POTENSIAL ELEKTRODA POTENSIAL SEL DAN SEL VOLTA
DALAM KEHIDUPAN
D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL
E.
KOROSI
F.
ELEKTROLISIS
G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP DI ELEKTRODA
H. PERANAN ELEKTROLISIS DALAM KEHIDUPAN SEHARIHARI
Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi perubahan bilangan oksidasi
pada atom-atom yang bereaksi. Diharapkan dengan mempelajari reaksi
redoks Anda diharapkan dapat menerapkan konsep redoks dan elektrokimia
dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
28
KIMIA XII SMA
Hubungan antara konsep yang satu dengan yang lain dapat Anda
perhatikan pada peta konsep berikut.
REAKSI REDOKS
setengah
reaksi
perubahan
biloks
reaksi redoks
dalam sel
elektrokimia
reaksi redoks
dan harga
potensial sel
harga potensial sel
korosi
penyetaraan
reaksi redoks
baterei
alkaline
hukum
Faraday I
elektrolisis
hukum
Faraday II
dengan cara
menentukan jumlah zat
manfaat
sel volta
sel
lechlance
sel primer
meliputi
aki
sel sekunder
baterei
peraksida
baterei
NiCd
baterei
Li.Ion
Peta konsep reaksi redoks
A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS
Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlah
muatan di ruas kiri sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanya
berlangsung di dalam pelarut air maka penyetaraan persamaan reaksi
redoks selalu melibatkan ion H+ dan ion OH-. Persamaan reaksi redoks
yang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapi
untuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan dengan
metode setengah reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahan
bilangan oksidasi.
KIMIA XII SMA
1. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Metode Setengah Reaksi
(Metoda Ion Elektron)
a. Reaksi redoks dalam larutan asam
Contoh:
Setarakan reaksi berikut: MnO4- + C2O42- → CO2 + Mn2+
Langah-langkahnya sebagai berikut.
1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat
reaksi
MnO4-(aq) + C2O42-(aq) → CO2(g) + Mn2+(aq)
+7 –2
+3 –2
+4 –2
+2
2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi
secara terpisah
oksidasi : C2O42-(aq) → CO2(g)
→ (atom C teroksidasi)
reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
→ (atom Mn tereduksi)
3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi (atom C dan Mn)
oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g)
reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
4) Setarakan jumlah atom oksigen, dengan cara menambahkan
molekul H2O pada ruas yang kekurangan atom oksigen.
oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g)→ (atom O ruas kanan dan kiri sudah
sama maka tidak perlu ditambah
H2O)
reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
5) Setarakan jumlah hidrogen dengan menambahkan H+ pada ruas
yang kekurangan atom H.
oksidasi : C2O42-(aq) → 2CO2(g)
reduksi : MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan kanan dengan menambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar
oksidasi : C2O42-(aq) → CO2(g) + 2e → ruas kanan = 0, ruas kiri = -2
maka ruas kanan ditambah 2e
reduksi : 5e + MnO4-(aq) + 8H+(aq) →
Mn2+(aq) + 4H2O(l) → ruas kiri
= +7, ruas kanan = +2 maka
ruas kiri ditambah 5e
29
30
KIMIA XII SMA
Pada setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 5 dan pada setengah
reaksi reduksi harus dikalikan 2 agar elektron yang dilepas sama
dengan elektron yang diterima
Reaksi tersebut menjadi
oksidasi : 5C2O42-(aq) → 10CO2(g) + 10e
reduksi : 10e + 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi
oksidasi :
→ 10CO2(g) + 10e
5C2O42-(aq)
reduksi : 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 10e → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
2-
5C2O4 (aq)+2MnO4-(aq)+16H+(aq)
→
+
10CO2(g)+2Mn2+(aq)+8H2O(l)
Apabila reaksinya dalam bentuk molekul, maka persamaan reaksi
kita kembalikan ke bentuk reaksi molekuler (seperti soalnya), dengan
cara menambahkan sejumlah ion-ion yang belum ada dalam persamaan
reaksi ion.
Contoh:
KMnO4(aq+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→MnSO4(aq)+K2SO4(aq)+CO2(g)+ H2O(l)
2MnO4-(aq + 5C2O42-(aq) + 16H+(aq) → 10CO2(g) + Mn2+(aq) + 8H2O(l)
2K+
+3SO42-
3SO42-
2K+
+
2KMnO4-(aq + 5H2C2O4(aq) + 3H2SO4(aq) → 10CO2(g) + 2MnSO4(aq) +
K2SO4(aq) + 8H2O(l)
b. Reaksi redoks dalam larutan basa atau netral
Contoh:
Setarakan reaksi berikut: HPO32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO43-(aq)
Langah-langkahnya sebagai berikut.
1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat
reaksi
HPO32-(aq) + OBr-(aq) → Br-(g) + PO43-(aq)
+1 +3 –2
-2 +1
–1
+5 –2
2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi
secara terpisah
oksidasi : HPO32-(aq) → PO43-(aq)
reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq)
KIMIA XII SMA
3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi pada setengah
reaksi tersebut. (Jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi sudah
sama)
4) Tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan atom oksigen. (agar
jumlah atom O setara)
oksidasi : HPO32-(aq) + OH-(aq) → PO43-(aq)
reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq) + OH-(aq)
5) Tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan hidrogen. (agar
jumlah atom H setara)
oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l)
reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) → Br-(aq) + 2OH-(aq)
6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan dengan cara
menambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar.
oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e
reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq)
Karena jumlah elektron yang dilepaskan sudah sama dengan yang
diterima maka tidak perlu dikalikan silang.
7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi
oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e
reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq)
+
HPO32-(aq)+OH-(aq)+OBr-(aq) → PO43-(aq)+H2O(l)+Br-(aq)
2. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Cara Bilangan Oksidasi
Contoh
Setarakan reaksi berikut.
K2Cr2O7(aq)+H2C2O4(aq)+H2SO4(aq)→K2SO4(aq)+Cr2(SO4)3(aq)+CO2(g)+
H2O(l)
Langah-langkahnya sebagai berikut:
a. Carilah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
oksidasi
K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + CO2(g) + H2O(l)
+1 +6 -2
+1 +3 -2
+1 +6 -2
reduksi
+1 +6 -2
+3 +6 -2
+4 -2
+1 -2
31
32
KIMIA XII SMA
b. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan
oksidasi tersebut
oksidasi
K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l)
reduksi
c. Tentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut. Jika jumlah
unsur lebih dari satu, kalikan perubahan bilangan oksidasi itu dengan
jumlah unsur
1x2=2
K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 2CO2(g) + H2O(l)
+6
+3
+3
+4
3x2=6
d. Setarakan jumlah perubahan bilangan oksidasinya
2x3
K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 2CO2 + H2O
6x1
Angka pengalinya digunakan untuk mengalikan koefisien zat (3
untuk mengalikan koefisien zat yang ada unsur C-nya, 1 untuk
mengalikan koefisien zat yang ada unsur Cr-nya)
K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +
6CO2(g)+ H2O(l)
e. Setarakan atom unsur lainnya dengan urutan selain H dan O,
hidrogen dan oksigen. Jumlah K di ruas kiri = jumlah di ruas kanan.
Jumlah atom S pada ruas kiri = 1, pada ruas kanan = 4; maka pada
ruas kiri diberi koefisien 4.
K2Cr2O7(aq) + 3H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +
6CO2(g)+ H2O(l)
Jumlah atom H pada ruas kiri = 14, pada ruas kanan = 2; maka H2O
pada ruas kanan diberi koefisien 7. Jumlah atom O di ruas kiri
sudah sama dengan ruas kanan.
K2Cr2O7(aq) + 2H2C2O4(aq) + 4H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) +
6CO2(g) + 7H2O(l)
KIMIA XII SMA
Latihan 1
1. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara setengah reaksi:
a. SO2 + Cr2O72- → HSO4- + Cr3+ (suasana asam)
b. Al + NO3- → NH4+ + AlO2- (suasana basa)
c. Fe2+ + MnO4- + C2O42- → Fe3+ + Mn2+ + CO2
d. Cl- + SO42- → S2O32- + Cl2
2. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara bilangan oksidasi
a. HNO3 + H2S → NO + S + 4H2O
b. Al + OH- → Al(OH)4- + H2
c. CrO2- + H2O2 → CrO42- + H2O
d. Cu + NO3- → Cu2+ + NO2
B. REAKSI REDOKS DALAM SEL ELEKTROKIMIA
Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis. Sel
elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan
larutan atau leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta
maupun sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda.
Contoh:
logam Zn
logam Cu
larutan
Zn (NO3)2
larutan
CuSO4
Gambar 2.1
Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda
•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi
(Ka-red)
•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi
(Anoks)
Salah satu perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis adalah:
- pada sel volta, reaksi redoks menghasilkan energi listrik
- dan sebaliknya pada sel elektrolisis, energi listrik diperlukan untuk
berlangsungnya suatu reaksi redoks
33
34
KIMIA XII SMA
1. Sel Volta (Sel Galvani)
Bila dua buah elektroda yang berbeda jenisnya (misal elektroda Zn dan
elektroda Cu) dihubungkan dengan kawat yang dilengkapi voltmeter,
juga dihubungkan dengan jembatan garam, maka logam Zn akan
teroksidasi menjadi Zn2+
Zn(s) ⎯→ Zn2+(aq) + 2e
Elektron yang dihasilkan oleh Zn mengalir melalui voltmeter menuju ke
arah elektroda Cu. Selanjutnya elektron tersebut ditangkap oleh ion Cu2+
dalam larutan Cu(NO3)2.
Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)
Cu yang dihasilkan mengendap pada batang logam Cu, sehingga batang
logam Cu makin tebal (massanya bertambah).
V
eAnoda
Zn
eNO3-
-
Na+
Katoda
Cu
NO3-
NO3-
NO3-
NO3- Zn2+
Zn(s)
+
Jembatan
garam
Zn2+(ag) + 2e
Cu2+
-
Aliran kation
Aliran anion
Cu2+(ag) + 2e
-
Cu(s)
Gambar 2.2 Sel volta
Logam Zn megalami oksdasi, maka elektroda ini disebut ANODA, dan
menjadi kutub negatif (karena menghasilan elektron). Ion Cu2+ mengalami
reduksi menjadi Cu dan menempel pada katoda sebagai kutub positif.
Ingat:
KapAn : Katoda Positif, Anoda Negatif
Perpindahan elektron dari anoda ke katoda menyebabkan larutan di
anoda kelebihan muatan positif karena bertambahnya ion Zn2+. Larutan di
katoda kelebihan muatan negatif karena berkurangnya ion Cu2+. Untuk
menetralisis muatan listrik, dipasang jembatan garam, yaitu larutan
NaNO3 atau KCl dalam agar-agar yang dimasukkan dalam pipa U.
Adanya jembatan garam menyebabkan terjadinya aliran elektron.
Contoh sel volta di atas, notasinya dapat ditulis
Zn|Zn2+||Cu2+|Cu
oksidasi
reduksi
Besarnya energi listrik yang dihasilkan dari reaksi redoks ini dapat
dilihat pada alat voltmeter.
KIMIA XII SMA
Contoh:
1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi:
Co + Ag+ ⎯→ Co2+ + Ag
Jawab:
Co|Co2+||Ag+|Ag
2. Diketahui notasi sel sebagai berikut.
2+ ||Ni2+ |Ni
Fe(s)|Fe(aq)
(s)
(aq)
a. Tuliskanlah persamaan reaksi selnya!
b. Tentukanlah logam yang bertindak sebagai katoda dan sebagai
anoda!
Jawab:
a. Reduksi
: Ni2+(aq) + 2e
⎯→ Fe2+(aq) + 2e
Oksidasi : Fe(s)
Reaksi sel :
Ni2+(aq)
⎯→ Ni(s)
+ Fe(s)
⎯→ Ni(s) +
+
Fe2+(aq)
b. Katodanya: batang logam Ni (menjadi tempat berlangsung reaksi
reduksi)
Anodanya: batang logam Fe (karena menjadi tempat berlangsung
reaksi oksidasi)
Latihan 2
1. Tuliskanlah notasi sel volta dari reaksi berikut ini!
a. F2 + 2Br- → 2F- + Br2
b. Ag+ + Fe → Ag + Fe3+
c. Mn + Pb2+ → Pb + Mn2+
d. Hg2Cl2 + H2 + 2OH- → 2Hg + 2Cl- + 2H2O
2. Tuliskanlah persamaan reaksi reduksi, oksidasi dan reaksi selnya dari
notasi sel berikut ini.
a. Fe2+|Fe3+||Cl2|2Clb. Mg|Mg2+||Ni2+|Ni
c. Cr|Cr3+||Ag+|Ag
d. Zn|Zn2+||Sn2+|Sn
35
36
KIMIA XII SMA
C. POTENSIAL ELEKTRODA, POTENSIAL SEL DAN SEL
VOLTA DALAM KEHIDUPAN
1. Potensial Elektroda
Besarnya energi listrik yang dihasilkan pada sel volta, dapat kita lihat
pada angka yang ditunjukkan oleh jarum voltmeter. Timbulnya energi
listrik disebabkan karena kedua elektrolit mempunyai harga "POTENSIAL
ELEKTRODA" yang berbeda. Apakah yang dimaksud potensial elektroda?
Pada sel volta dengan elektroda Zn dan elektroda Cu (gambar 2.2), ion
Cu2+ menangkap elektron sehingga berubah menjadi logamnya.
Cu2+ + 2e → Cu
Penangkapan elektron oleh ion Cu2+ ini disertai dengan timbulnya
sejumlah energi yang disebut potensial reduksi atau potensial elektroda
(diberi lambang E). Jadi potensial elektroda adalah potensial listrik yang
ditimbulkan bila suatu ion logam menangkap elektron (mengalami reduksi).
Besarnya harga E tidak dapat diukur secara terpisah (hanya reaksi
reduksi saja), melainkan harus selalu berpasangan dengan reaksi oksidasi.
Menurut perjanjian elektroda yang digunakan sebagai standar (untuk
mengukur Eo) adalah elektroda hidrogen. Elektroda standar ini sebagai
elektrolitnya digunakan larutan yang mengandung konsentrasi ion H+ 1
M, yang pengukurannya dilakukan suhu 25oC, tekanan 1 atmosfer.
Ditetapkan pula besarnya E untuk elektroda standar ini = 0 (nol).
Dalam pengukuran harga E dilakukan dengan cara membandingkan
dengan elektroda standar, maka untuk selanjutnya E ini disebut sebagai Eo
(potensial elektroda standar).
TABEL 2.1 POTENSIAL REDUKSI STANDAR PADA SUHU 25o C
DAN KONSENTRASI ION H+ 1 M
Eo(volt)
2,87
2,00
1,78
1,69
Setengah Reaksi Reduksi
→ 2F-(aq)
F2(g) + 2e- ←
Oksidator Reduktor
Kuat
Lemah
Lemah
Kuat
2+
→ 2SO42-(aq)
S2O8 (aq) + 2e- ←
→ 2H2O(l)
H2O2(aq) + 2H+ + 2e- ←
2→PbSO4(aq)
PbO2(s) + SO4 (aq) + 4H+(aq) + 2e- ←
+ 2H2O(l)
1,49
→ Mn2+(aq)+4H2O(l)
8H+(aq) + MnO4-(aq) + 5e- ←
1,47
2ClO3-(aq) + 12H+(aq) + 10e-
1,36
Cl2(g) + 2e-
1,33
Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e-
→
←
→ Cl2(g)+6H2O(l)
←
2Cl→ 2Cr3+(aq)+7H2O(l)
←
KIMIA XII SMA
Eo(volt)
Setengah Reaksi Reduksi
1,28
MnO2 + 4H+(aq) + 2e-
1,23
O2 + 4H+(aq) + 4e→
2e- ←
→
←
→
←
Mn2+(aq) + 2H2O(l)
0,80
Ag+(aq) + e-
→
←
Ag(s)
0,77
Fe3+(aq) + e-
→
←
Fe2+(aq)
0,54
I2(aq) + 2e-
0,52
Cu+(aq) + e-
0,34
Cu2+(aq) + 2e-
→
←
Cu(s)
0,27
Hg2Cl2 + 2e-
→
←
2Hg + 2Cl-
0,22
AgCl(s) + e-
0,00
2H+(aq) + 2e-
→
←
H2(g)
-0,04
Fe3+(aq) + 3e-
→
←
Fe(s)
Ag(s) + Cl-(aq)
→
←
0,13
Pb2+
+
→
2e- ←
-0,14
Sn2+
(aq) +
2e- ←
→
-0,25
Ni2+(aq) + 2e-
-0,36
PbSO4(aq) + 2e-
→
←
-0,44
Fe2+(aq) + 2e-
→
←
Fe(s)
-0,74
Cr3+(aq) + 3e-
→
←
Cr(s)
-0,76
Zn2+(aq) + 2e-
→
←
Zn(s)
→
←
Pb(s)
Sn(s)
Ni(s)
→
2e- ←
Pb(s) + SO42-(aq)
H2(g) + 2OH-(aq)
-0,83
2H2O(l) +
-1,03
Mn2+ + 2e-
-1,67
Al3+(aq) + 3e-
-2,38
Mg2+
-2,71
Na+(aq)
-2,76
Ca2+(aq) + 2e-
→
←
Ca(s)
-2,90
Ba2+(aq) + 2e-
→
←
Ba(s)
-2,92
K+
-3,05
Li+(aq)
(aq)
+
Mn(s)
→
←
Al(s)
→
←
→
2e- ←
+
→
e- ←
+
→
e- ←
Kuat
Cu(s)
→
←
e-
Lemah
2I-(aq)
→
←
+
Lemah
2H2O(l)
Br2(aq) +
(aq)
Kuat
2Br-(aq)
1,09
(aq)
Oksidator Reduktor
→
←
Mg(s)
Na(s)
K(s)
Li(s)
Makin besar harga Eo suatu zat, makin mudah zat tersebut mengalami
reaksi reduksi.
37
38
KIMIA XII SMA
2. Potensial Sel Standar(Eosel)
Potensial sel standar (Eosel) ialah besarnya beda potensial atau besarnya
potensial yang dihasilkan dari dua buah elektroda (katoda dan anoda)
yang dihubungkan oleh suatu penghantar. Karena pada katoda
berlangsung reaksi reduksi, sedangkan pada anoda berlangsung reaksi
oksidasi, maka besarnya Eosel dapat dirumuskan sebagai berikut.
Eosel = Potensial reduksi standar + potensial oksidasi standar
Eosel = Eoreduksi + Eooksidasi
Catatan
1. Besarnya Eooksidasi = besarnya Eoreduksi, hanya saja tandanya berlawanan
Contoh: K+ + e → K
Eo = -2,92 volt (reduksi), maka
Eo = +2,92 volt(oksidasi)
K → K+ + e
2. Dalam sel volta, elektroda yang mengalami reduksi mempunyai harga
Eo lebih besar.
Contoh
Diketahui harga potensial reduksi standar sebagai berikut.
Cu2+(aq) + 2e
Ag+(aq) + 1e
→
←
→
←
Cu(s)
Ag(s)
Eo = 0,34 volt
Eo = 0,80 volt
Tentukan harga potensial sel Cu(s)|Cu2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s)!
Jawab:
Oksidasi
: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e
Eooks = -0,34 volt
Reduksi
: Ag+(aq) + 1e → Ag(s) | x 2
Eored = 0,80 volt
Reaksi sel
:
2Ag+(aq)
+ Cu(s) → 2Ag(s) +
Cu2+(aq)
Eo
+
= 0,46 volt
Eo merupakan sifat intensif, yang besarnya tidak dipengaruhi oleh
banyaknya zat, sehingga harga Eo tidak boleh dikalikan.
KIMIA XII SMA
3. Sel volta dalam kehidupan
Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain
baterai dan aki. Saat ini ada beberapa jenis baterai. Samakah baterai untuk
mainan dengan baterai untuk telpon genggam?
Ada baterai yang dapat diisi ulang dan ada yang tidak. Sel volta yang
tidak dapat diisi ulang disebut sel primer, sedangkan yang dapat diisi
ulang disebut sel sekunder.
a. Sel Primer
1) Baterai kering (Sel Leclanche)
Baterai kering sering disebut sel Leclanche karena ditemukan
oleh Leclanche pada tahun 1866. Sel ini menggunakan batang
karbon sebagai katoda dan pelat seng sebagai anoda. Elektrolitnya
digunakan pasta, yang merupakan campuran batu kawi (MnO2),
amonium klorida (NH4Cl), karbon (C), dan sedikit air. Reaksi yang
terjadi adalah:
→ Zn2+(aq) + 2e
Anoda : Zn(s)
Katoda : 2MnO2(s)+ 2NH4+(aq)+2e →Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) +
Reaksi sel : Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq)→ Mn2O3(s)+ Zn2+(aq) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Zn2+ yang terbentuk mengikat NH3 membentuk senyawa kompleks
Zn(NH3)42+
Beda potensial satu sel kering adalah 1,5 volt.
Notasi selnya ditulis:
Zn(s)|Zn2+(aq)||NH4+(aq)|NH3(g)
Eo = 1,5 volt
+
Anoda
Zn
Katoda
(C-grafit)
Pasta, yang terdiri
atas NH4Cl, MnO2
karbon, dan sedikit air
-
Gambar 2.3 Potongan membujur baterai kering (sel Leclanche)
Baterai ini digunakan untuk radio, mainan, senter, dan lain-lain
39
40
KIMIA XII SMA
2) Baterai Alkali
Akhir-akhir ini baterai alkali banyak digunakan orang. Karena
baterai alkali mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar bila
dibanding baterai biasa (sel Leclanche). Elektroda batu baterai alkali
sama seperti pada batu baterai biasa, tetapi elektrolit yang
digunakan adalah larutan KOH.
Anoda
: Zn(s) + 2OH-(aq)
→ Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda
: MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e
→ Mn(OH)2(s) + 2OH-(aq)
+
Reaksi sel : Zn(s) + MnO2(s) + 2H2O(l) → Mn(OH)2(s) + Zn(OH)2(s)
Baterai ini juga menghasilkan potensial 1,5 volt dan dapat bertahan
secara konstan selama pemakaian.
Biasanya baterai ini digunakan untuk mainan dan tape recorder.
3) Baterai perak oksida
Baterai perak oksida terdiri dari anoda Zn dan katoda Ag2O dengan
elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Anoda
: Zn(s) + 2OH-(aq)
→ Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda
: Ag2O(s) + H2O(l) + 2e
→ 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l)
+
→ Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Beda potesial dari bateri ini adalah 1,5 volt dan selama pemakaian
dapat bertahan secara konstan. Baterai ini digunakan untuk mainan,
jam tangan, kalkulator, dan lain-lain.
anoda Zn
pemisah yang
di rendam dalam
larutan KOH
katoda Ag2O
Gambar 2.4 Sel perak oksida
KIMIA XII SMA
b. Sel Sekunder
1) Aki
Aki tergolong jenis sel volta sekunder, karena jika zat yang ada di
dalam aki habis, dapat diisi kembali dengan cara dialiri listrik (dicas).
Sel aki terdiri atas Pb (timbal) sebagai anoda dan PbO2 (timbal
oksida) sebagai katoda. Anoda dan katoda ini berupa lempeng,
yang dicelupkan di dalam larutan asam sulfat.
Elektroda Pb (Anoda)
Elektroda PbO2 (Katoda)
Larutan H2SO4
Gambar 2.5 Aki terdiri atas sel-sel yang dihubungkan seri
Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinya
tidak larut dalam larutan elektrolit (asam sulfat). Kedua elektroda
disekat dengan bahan fiberglass, agar tidak saling bersentuhan.
Setiap selnya mempunyai potensial 2 volt. Jadi aki 6 volt terdiri atas
3 sel, aki 12 volt terdiri atas 6 sel dan sebagainya. Masing-masing sel
dihubungkan secara seri. Pada saat aki digunakan (dikosongkan)
berlangsung reaksi sebagai berikut.
Anoda
: Pb(s) + SO42-(aq)
→ PbSO4(s) + 2e
Katoda
: PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42+ + 2e → PbSO4(s) + 2H2O(l)
+
Reaksi sel : Pb(s) + PbO2(s) +
→ 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
(aq)
Dalam sel aki terjadi aliran elektron dari Pb (anoda) ke PbO2 (katoda)
4H+
Selama penggunaan aki, kadar H2SO4 makin lama makin berkurang, begitu juga dengan massa jenisnya. Aki yang baru diisi massa
jenis larutan H2SO4 nya 1,25 – 1,30 g/cm. Jika massa jenis larutannya
turun sampai 1,20 gram/cm3, maka aki harus diisi atau dicas kembali.
Pada reaksi penggunaan aki, baik anoda (Pb) maupun katoda (PbO2)
berubah menjadi zat yang sama, yaitu PbSO4 (berupa kristal putih).
Jika permukaan kedua elektroda sudah tertutup endapan PbSO4
maka dapat menyebabkan kedua elektroda tidak mempunyai beda
potensial, sehingga aki tersebut harus dicas kembali.
Reaksi pengisian aki adalah sebagai berikut.
Anoda
: PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+ + SO42-(aq) + 2e
Katoda
: PbSO4(s) + 2e
→ Pb(s) + SO42-(aq)
Reaksi sel : 2PbSO4(s) + 2H2O(l)→ Pb(s) + PbO2(s) +
+
4H+(aq)
+ 2SO4
2-
(aq)
(pengisian aki dilakukan dengan cara membalik arah aliran elektron
pada kedua elektroda tersebut)
41
42
KIMIA XII SMA
2) Baterai Ni – Cd
Sel terdiri dari anoda Cd dan katoda NiO2 dengan elektrolit
KOH.
Reaksi yang terjadi adalah:
→ Cd(OH)2(s) + 2e
Anoda
: Cd(s) + 2OH-(l)
Katoda
: NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
+
Reaksi sel : Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
Beda potensial sel ini adalah 1,4 V dan selama pemakaian dapat
bertahan secara konstan. Selama reaksi tidak terjadi perubahan
konsentrasi ion karena pereaksi dan zat hasil berupa zat padat.
Penggunaan baterai Ni–Cd untuk kalkulator, kamera digital, laptop,
dan lain-lain.
Gambar 2.6 Sel nikel -kadmium
3) Baterai Litium
Penggunaan baterai litium sekarang ini sangat luas, antara lain
untuk telepon seluler, laptop, kamera digital dan alat-alat elektronik
lain. Baterai litium sangat ringan dan memiliki potensial sekitar 3,6
volt serta mempunyai umur panjang.
Gambar 2.7 Sel litium
KIMIA XII SMA
Latihan 3
1. Berdasarkan tabel potensial reduksi standar di halmanan 40 - 41. Hitunglah
harga potensial sel dari:
a. Pb2+ + Cr → Cr3+ + Pb
b. 2I- + Ag+ → I2 + Ag
2. Bila diketahui harga potensial elektroda:
Cu2+ + 2e- → Cu
Eo = 0,34 volt
Eo = -0,12 volt
Pb2+ + 2e- → Pb
a. Apakah logam Cu dapat larut dalam larutan Pb(NO3)2?
b. Apakah logam Pb dapat larut dalam larutan CuSO4?
3. Sel volta tersusun dari elektroda Ni danAl, jika diketahui:
Ni2+ + 2e- → Ni
Eo = 0,25 volt
Eo = -1,66 volt
Al3+ + 3e- → Al
a. Tulislah reaksi di anoda dan di katoda!
b. Tentukanlah harga potensial selnya!
4. Tuliskanlah persamaan reaksi sel dari baterai:
a. seng - karbon
c. perak - oksida
b. Alkalin
d. Ni – Cd
D. REAKSI REDOKS DITINJAU DARI HARGA POTENSIAL SEL
Reaksi redoks yang berlangsung secara spontan dapat menghasilkan
sejumlah energi listrik. Bagaimanakah cara mengetahui bahwa reaksi
redoks itu berlangsung spontan atau tidak?
Ternyata dengan memanfaatkan harga Eosel kita dapat meramalkan reaksi
redoks dapat berlangsung secara spontan atau tidak.
•) Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)
•) Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan
43
44
KIMIA XII SMA
Contoh
1. Berlangsungkah reaksi:
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Jika diketahui: Eo Cu = +0,34 volt
Eo Zn = -0,76 volt
Jawab:
Pada reaksi di atas, Zn mengalami oksidasi dan Cu2+ mengalami
reduksi.
Eosel = Eored + Eooks
= 0,34 volt + 0,76 volt
= 1,10 volt
Karena Eosel harganya positif, maka reaksi tersebut berlangsung.
2. Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa elektrolit sebagai
berikut.
Zn2+ + 2e ⎯→ Zn
Eo = -0,76 volt
Pb2+ + 2e ⎯→ Pb
Eo = -0,13 volt
Ba2+ + 2e ⎯→ Ba
Eo = -2,9 volt
Mn2+ + 2e ⎯→ Mn
Eo = -1,03 volt
Berdasarkan harga Eo tersebut, apakah reaksi berikut ini dapat
berlangsung?
a. Pb + Zn2+ ⎯→ Pb2+ + Zn
b. Ba + Pb2+ ⎯→ Ba2+ + Pb
Jawab:
a. Eosel = Eored – Eooks
= -0,76 volt + 0,13 volt
= -0,63 volt (reaksi tidak dapat berlangsung)
b. Eosel = Eored + Eooks
= -0,13 + (2,9)
= +2,77 volt (reaksi dapat berlangsung)
KIMIA XII SMA
Apabila harga Eo atom-atom logam diurutkan dari Eo yang terkecil
sampai Eo yang terbesar, maka akan kita peroleh suatu deret kereaktifan
logam yang disebut DERET VOLTA. Di antara anggota deret volta tersebut
adalah:
Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Fe–Ni–Sn–Pb–H–Sb–Bi–Cu–Hg–Ag–Pt–Au
E=0
Eo
-
Dari kiri ke kanan, harga
makin besar (makin mudah mengalami
reduksi)
- Dari kiri ke kanan kereaktifan logam makin berkurang, sehingga logam
yang letaknya di sebelah kiri pada deret volta, dalam reaksi kimia dapat
mendesak logam di sebelah kanannya.
Contoh:
Mg(s) + FeCl3(aq) → MgCl2(aq) + Fe(s)
Fe(s) + MgCl2(aq) → (Tidak berekasi, karena Fe kurang reaktif dibanding Mg)
Latihan 4
1. Diketahui potensial reduksi empat jenis logam sebagai berikut.
Sr2+ + 2e- → Sr
Eo = -2,89 volt
Ga3+ + 3e- → Ga
Eo = -0,55 volt
Bi3+ + 3e- → Bi
Eo = +0,25 volt
Eo = -3,05 volt
Li+ + e- → Li
a. Susunlah keempat logam tersebut dalam deret volta!
b. Logam apakah yang bersifat reduktor terkuat?
c. Logam manakah yang dapat bereaksi dengan air
d. Adakah logam yang tidak bereaksi dengan asam?
e. Apakah reaksi berikut berlangsung?
-
Ga3+ + Li ⎯→
-
Sr2+ + Bi ⎯→
2. Diketahui logam-logam: Fe, Ca, Ni dan Cu berdasarkan tabel Eonya, maka:
a. Susunlah deret voltanya!
b. Mana yang bersifat oksidator terkuat
c. Mana yang tidak bereaksi dengan asam?
45
46
KIMIA XII SMA
E. KOROSI
Korosi adalah reaksi redoks yang terjadi pada logam, sehingga
membentuk senyawa logam tersebut. Peristiwa korosi ini dipengaruhi oleh
lingkungan, seperti udara, uap air, dan beberapa gas yang bersifat korosif.
Faktor-faktor lain yang dapat mempercepat perkaratan adalah pH larutan,
adanya suatu garam, atau kontak dengan logam lain yang mempunyai Eo
lebih besar.
Korosi sering kita kenal adalah perkaratan besi yang disebabkan
adanya oksigen dan air. Proses perkaratan besi menyerupai suatu sel
elektrokimia. Permukaan besi berlaku sebagai anoda, sehingga mengalami
oksidasi. Elektron yang dihasilkan dialirkan kebagian lain yang bertindak
sebagai katoda.
Percobaan 2.1 : Korosi Besi
Sediakan 5 buah tabung reaksi, masing-masing isilah dengan sebuah paku yang
diamplas bersih dan letakkan pada rak tabung reaksi.
• masukkan 5 mL aquades ke dalam
tabung dan biarkan terbuka
• masukkan 2 gram kristal CaCl2 dan
kapas kering ke dalam tabung 2, kemupaku
paku
dian tutup rapat dengan sumbat karet
aquades
kapas
• masukkan 5 mL cuka dapur ke dalam
CaCl
anhitrat
tabung 3 dan biarkan terbuka
• masukkan 5 mL larutan garam dapur
1 M ke dalam tabung dan biarkan ter
buka
paku
paku
paku
• masukkan 5 mL minya tanah ke dalam
cuka
larutan
minyak
NaCl
tanah
tabung reaksi 5
Semua tabung tersebut simpan selama 2
hari dan catatlah perubahan yang terjadi.
Pernyataan:
1. Faktor apa sajakah yang mempengaruhi perkaratan besi?
2. Jelaskan terbentuk atau tidak terbentuknya karat pada setiap tabung!
2
Anoda
: Fe(s) ⎯→ Fe2+(q) + 2e
Katoda
: O2(g) + 4H+(aq) + 4e ⎯→ 2H2O(l)
Ion Fe2+ yang terbentuk pada anoda mengalami oksidasi lebih lanjut
membentuk Fe3+, yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi,
yaitu Fe2O3.xH2O yang biasa disebut karat besi.
KIMIA XII SMA
Adapun reaksinya sebagai berikut.
4Fe 2 + (aq ) + O 2(g ) + 4H 2 O( l) + xH 2 O ⎯
⎯→ 2Fe 2 O 3 .xH 2 O(s) + 8H + (aq )
144
42444
3
karat besi
Adanya korosi pada besi mengakibatkan kerugian materi yang sangat
besar. Pada korosi logam oleh gas, terbentuk berbagai senyawa seperti
oksida, sulfida, karbonat, basa, dan lain-lain. Jika korosi ini terjadi dalam
air, maka senyawa logam yang terbentuk akan terlarut dalam air, sampai
akhirnya logam terkikis habis.
Pencegahan Korosi
1. Cara pelapisan
Pencegahan korosi dapat dilakukan dengan cara menutup besi
dengan lapisan Zn. Lapisan Zn bertindak sebagai anoda, sedang Fe
sebagai katoda. Di sini akan terjadi aliran elektron dari Zn ke Fe,
sehingga yang mengalami korosi adalah logam Zn sedangkan Fe tidak
terkorosi. Akibatnya lapisan Zn akan habis dalam waktu tertentu.
Adapun reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.
Anoda : Zn + 2OH- ⎯→ Zn(OH)2 + 2e
Katoda : 2H+ + 2e ⎯→ H2 → (Pembentukan H2 dari uap air di udara)
Selain dengan Zn, besi dapat juga dilapisi dengan Sn (timah).
Pelapisan besi dengan timah banyak digunakan dalam pembuatan
kaleng makanan. Lapisan timah ini akan melindungi besi, selama
lapisan timahnya utuh. Jika lapisan robek atau rusak, lapisan timah
akan mempercepat korosi.
2. Cara proteksi katodik
Pencegahan korosi pada pipa dalam tanah, dapat dilakukan dengan
cara menanam logam yang lebih reaktif (misalnya Mg), didekat pipa,
yang kemudian dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan
mengalami oksidasi, dan pipanya terlindung dari korosi. Magnesium
makin lama makin terkikis, dan secara periodik harus diganti yang
baru.
3. Cara pengecatan
Cara lain mencegah korosi pada besi adalah dengan mengecat
permukaan besi, atau mengoles dengan minyak atau oli, tergantung
penggunaan besi.
Contoh: - pagar dicat
- pisau diolesi minyak
4. Cara menghubungkan dengan katoda arus listrik. Menghubungkan
logam yang dilindungi dengan kutub negatif pada sumber arus
sehingga logam terhindar dari oksidasi.
47
48
KIMIA XII SMA
Latihan 5
1. Mengapa besi mudah berkarat?
2. Sebenarnya logam aluminium mudah bereaksi dengan oksigen tetapi
mengapa aluminium sering disebut logam antikarat?
3. Apa fungsi timah (Sn) dalam pembuatan kaleng?
F. ELEKTROLISIS
Elektrolis adalah peristiwa terurainya larutan atau leburan elektrolit,
oleh arus listrik searah. Berbeda dengan sel volta, pada sel elektrolisis ini
energi listrik justru diperlukan untuk berlangsungnya reaksi kimia
Secara sederhana alat elektrolisis dapat digambarkan sebagai berikut.
+
_
Anoda
_Katoda
+
Anion
Kation
_
ion
Anoda (+) :
Katoda (-) :
+
ion
Larutan
elektrolit
terjadi reaksi oksidasi
terjadi reaksi reduksi
Gambar 2.8 Prinsip kerja sel elektrolisis
Karena dialiri arus listrik searah, menyebabkan ion-ion yang ada dalam
larutan bergerak menuju ke arah elektroda yang muatannya berlawanan.
•) Ion-ion positif (kation) menuju ke elektroda negatif (katoda) dan
selanjutnya mengalami reaksi reduksi, dan sebaliknya
•) Ion-ion negatif (anion) menuju ke elektroda positif (anoda), yang
selanjutnya mengalami reaksi oksidasi.
Ingat:
Pada sel elektrolisis, berlaku KNAP
Katoda : kutub Negatif, Anoda : kutub Positif
1. Reaksi Elektrolisis
Reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda
Reaksi elektrolisis ini berlangsung dalam suatu tempat yang disebut
katoda dan anoda.
KIMIA XII SMA
Tabel 2.2 Reaksi pada katoda dan anoda dengan elektroda Pt atau C
Reaksi pada katoda
Reaksi pada Anoda
(Reduksi terhadap ion positif/kation)
(oksidasi terhadap ion negatif/anion)
A. Jika dalam larutan terdapat:
A. Jika dalam larutan terdapat:
1.
ion-ion logam golongan alkali,
alkali tanah, Al3+, dan Mn2+,
maka ion-ion ini tidak direduksi yang direduksi adalah
pelarutnya (air)
1.
NO3-, PO43-) maka ion ini
tidak dapat dioksidasi yang
dioksidasi adalah pelarutnya
(air)
2H2O(l) + 2e → H2(g) + 2OH-(aq)
2.
ion-ion selain tersebut no.1 di
atas, maka ion logam ini akan
direduksi menjadi logamnya
Contoh: Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
3.
2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e
2.
ion H+ yang berasal dari asam
maka ion ini akan direduksi
menjadi gas hidrogen (H2)
2H+(aq) + 2e → H2(g)
ion-ion yang mengandung
atom dengan bilangan oksidasi maksimum (misal: SO42-,
ion-ion halida (x-), yaitu F-, Cl, Br-, dan I-, maka ion-ion ini
akan dioksidasi menjadi halogennya (x2)
Contoh: 2Cl-(aq) → Cl2 + 2e
3.
B. Jika yang dielektrolisis adalah
leburan (cairan) elektrolit tanpa
ada air, maka semua ion logam
direduksi menjadi logamnya.
ion OH- yang berasal dari
basa, maka ion ini akan dioksidasi menjadi gas oksigen
(O2)
Contoh:
4OH- → O2 + 2H2O + 4e
Na(l) + e → Na
Ag+(l) + e → Ag
Elektroda Pt atau C ini disebut elektroda inert, yaitu elektroda yang
tidak ikut bereaksi. Elektroda ini hanya menyediakan permukaannya
sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Bila elektroda yang digunakan
selain Pt atau C, maka elektroda yang menjadi anoda akan teroksidasi,
sehingga berubah menjadi ionnya. Akibatnya anoda ini terkikis, makin
lama makin berkurang jumlahnya.
2. Contoh Reaksi Elektrolisis
a. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda C
NaCl(aq) ⎯→ Na+(aq) + Cl-(aq)
Na+ menuju katoda, Cl- menuju anoda.
Reaksi
Katoda
: 2H2O + 2e ⎯→ H2 + 2OHAnoda
Reaksi sel
⎯→ Cl2 + 2e
: 2Cl: 2H2O +
2Cl-
+
⎯→ H2 + 2OH- + Cl2
49
50
KIMIA XII SMA
Reaksi sel menunjukkan bahwa ion Cl- makin berkurang
membentuk Cl2, ion OH- bertambah, dan ion Na+ jumlahnya tetap. Bila
semua air telah terelektrolisis, maka zat yang tersisa dalam sel adalah
NaOH.
b. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu
CuSO4(aq) ⎯→ Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Cu2+ menuju katoda SO42- menuju anoda.
Elektroda Cu adalah elektroda aktif, sehingga Cu akan teroksidasi.
Reaksi
Katoda
: Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)
Anoda
: Cu(s)
⎯→ Cu2+(aq) + 2e
Reaksi sel
: Cu(s)
⎯→ Cu(s)
Anoda
+
Katoda
Logam Cu pada anoda terlarut dan mengendap pada katoda.
Anoda makin lama makin habis, sedangkan katoda makin tebal.
Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu. Perhatikan
bagan elektrolisis CuSO4 berikut ini!
+
e-
_
e-
_
+
Cu kotor
+
e-
_
e-
_
+
Cu kotor
Cu murni
Cu murni
Cu2+
Cu2+
SO42
SO42
(keadaan awal)
(setelah dielektrolisis)
Gambar 2.9 Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu
Contoh
1. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis
larutan berikut?
a. H2SO4(aq)
b. KOH(aq)
Jawab:
: H2SO4
⎯→ 2H+ + SO42-
Katoda
: 2H+ + 2e
⎯→ H2
Anoda
: 2H2O
⎯→ 4H+ + O2 + 4e | x 1
a. Ionisasi
|x2
Reaksi elektrolisis: 4H+ + 2H2O ⎯→ 2H2 + 4H+ + O2
2H2O ⎯→ 2H2 + O2
KIMIA XII SMA
yang terjadi adalah elektrolisis pelarut (air) di katoda terbentuk
gas H2 dan pada anoda terbentuk gas O2.
b. Ionisasi
Anoda
Katoda
: KOH ⎯→ K2+ + OH: 2H2O(l) + 2e ⎯→ H2(g) + 2OH(aq)
x2
: 4OH ⎯→ O2 + 2H2O + 4e
2H2O + ⎯→ 2H2(g) + O2(g)
2. Apakah yang terjadi pada katoda dan anoda dalam elektrolisis
leburan NaCl dengan elektroda Pt?
Jawab:
Leburan NaCl = NaCl cair, jadi tanpa pelarut air
⎯→ Na+(l) + Cl-(l)
Ionisasi
: NaCl(l)
Katoda
: Na+(l) + 2e ⎯→ Na(s)
Anoda
: 2Cl-(l)
⎯→ Cl2 + 2e
2NaCl(l)
⎯→ 2Na(s) + Cl2(g)
(K)
|x2
|x1
+
(A)
Percobaan 2.2 : Elektrolisis Larutan KI
Masukkan larutan KI 0,2 M dalam pipa U sampai
permukaan larutan ±2 cm di bawah mulut
tabung. Pasanglah elektroda karbon hingga
tercelup dalam larutan. Tambahkan 3 tetes
fenolftalein dan 3 tetes amilium pada larutan
dalam pipa U, kemudian hubungkan elektroda
dengan sumber arus searah (batu baterai). Amati
perubahan yang terjadi dan catatalah. Lakukan
hal yang sama terhadap larutan di ruang anoda.
Latihan 6
1. Tulislah reaksi elektrolisis larutan di bawah ini!
a. Kalsium iodida dengan elektroda inert.
b. Perak nitrat dengan elektroda inert.
c. Tembaga (II) hidroksida dengan elektroda inert.
d. Besi (III) klorida dengan elektroda inert.
2. Tuliskan reaksi elektrolisis leburan di bawah ini!
a. Kalium Bromida dengan elektroda karbon.
b. Magnesium sulfat dengan elektroda Pt.
c. Natrium hidrida dengan elektroda inert.
51
52
KIMIA XII SMA
G. MENENTUKAN MASSA ZAT YANG MENGENDAP
DI ELEKTRODA
Banyaknya zat yang mengendap pada elektroda dapat dihitung dengan
hukum Faraday. Faraday adalah orang Inggris yang pertama menerangkan
hubungan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang digunakan pada
elektrolisis dengan hasil elektrolisisnya.
Perhatikan reaksi berikut ini!
Ag+(aq) + e ⎯→ Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e ⎯→ Cu(s)
Pada reaksi di atas untuk mereduksi satu mol ion Ag+ dibutuhkan satu
mol elektron yang dapat mereduksi 0,5 mol ion Cu2+.
Muatan 1 elektron = 1,6021 x 10-19 coulomb
= (6,023 x 1023) x 1,6021 x 10-19 coulomb
= 96.478 coulomb ≈ 96.500 coulomb.
Jadi, 1 Faraday = 96.500 coulomb.
1 mol elektron
Hukum Faraday
Jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda, berbanding lurus dengan jumlah
muatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis.
Muatan listrik sebesar 1 Faraday dapat mengendapkan 1 gram ekuivalen.
Massa zat hasil elektrolisis yang terbentuk pada katoda maupun anoda
dirumuskan sebagai berikut.
m = eF
Keterangan
m = massa zat hasil elektrolisis (gram)
e=
Ar
= massa ekuivalen zat hasil elektrolisis
n
n = mol elektron yang terlibat dalam reaksi
F = jumlah muatan listrik (Faraday)
Jika 1 coulomb = 1 ampere . detik, maka massa zat hasil elektrolisis
dapat dirumuskan sebagai berikut.
Keterangan
e.i.t
m=
i = arus yang mengalir (ampere)
96.500
t = lama elektrolisis (detik)
KIMIA XII SMA
Hukum II Faraday
Jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama di dalam beberapa sel yang
berbeda, berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat-zat tersebut.
Berdasarkan hukum II Faraday massa zat yang dihasilkan dapat dirumuskan sebagai berikut.
m1 : m2 = e1 : e2
Contoh
1. Arus listrik sebesar 0,2 ampere mengalir selama 2 jam melalui larutan
Co(NO3)2. Berapakah massa logam kobalt yang diendapkan?
(Ar Co = 59)
Jawab:
e.i.t
m=
=
F
59
2
x 0, 2 x 2 x 360
96.500
= 0, 44 gram
2. Jika arus listrik dialirkan melalui AgNO3 dan larutan CuSO4 yang
disusun seri, maka dihasilkan endapan perak 2,16 gram (Ar Ag = 108)
(Ar Cu = 63,5). Berapa gramkah endapan tembaga yang dihasilkan?
Jawab:
m 1 : m 2 = e1 : e 2
108
63, 5
2 , 16 : m 2 =
:
1
2
108m 2 = 63, 5 x 1, 08
63, 5 x 1, 08
m2 =
108
= 0, 635
Latihan 7
1. Hitunglah berat endapan tembaga (Cu = 63,5) yang terbentuk di katoda,
jika larutan CuSO4 dielektrolisis dengan arus listrik 1950 Coulomb?
2. Berapa gramkah perak (Ag = 108) yang terbentuk di katoda, jika arus listrik
20 ampere dialirkan melalui larutan AgNO3 selama 90 menit?
3. Sejumlah arus listrik mengendapkan 18 gram perak dari larutan AgNO3
dan mengendapkan 2 gram logam M dari larutan M(SO4)2, jika Ar Ag = 108
maka hitunglah Ar dan M!
53
54
KIMIA XII SMA
H. PERANAN ELEKTROLISIS
SEHARI-HARI
DALAM
KEHIDUPAN
Unsur-unsur di alam sedikti sekali yang ditemukan dalam keadaan
bebas, melainkan sebagai senyawa. Unsur-unsur bebas diperoleh dengan
cara elektrolisis. Dalam kehidupan sehari-hari elektrolisis banyak
digunakan pada industri logam.
1. Pembuatan Aluminium
Bijih aluminium di alam terdapat sebagai bijih bauksit (Al2O3), yang
memiliki titik lebur sangat tinggi (±2000oC). Dalam mereduksi bijih ini
tentu memerlukan energi yang sangat besar, dan tentu juga membutuhkan
biaya yang tidak sedikit.
Pada tahun 1886 Charles Hall mulai meneliti proses pembuatan
aluminium dengan cara elektrolisis. Bagaimanakah untuk menurunkan
titik lebur bijih bauksit tersebut agar bisa dielektrolisis? Ia mencoba
mencampurkan bijih bauksit dengan kriolit cair (Na3AlF6), ternyata
hasilnya mengejutkan. Bijih bauksit bisa melebur pada suhu ±900oC.
Dalam penemuan ini, akhirnya aluminium dapat diproduksi secara besarbesaran dengan cara elektrolisis. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. Mulamula bijih bauksit Al2O3 dilarutkan dalam kriolit cair, terionisasi menjadi
ion aluminium dan ion oksida.
Al2O3 → 2Al3+ + 3O2Kemudian larutan Al2O3 dalam kriolit cair di elektrolisis dengan
menggunakan elektroda grafit (elektroda inert) sebagai berikut.
Reaksi di katoda
: 2Al3+ + 6e → 2Al(l)
Reaksi di anoda
: 3O2-(l) → 3⁄2O2(g) + 6e
Reaksi sel elektrolisisnya : 2Al3+(l) + 3O2-(l) → 3⁄2O2(g) + 2Al(l)
Aluminium yang dihasilkan pada suhu 900oC – 1000oC ini wujudnya cair,
sehingga bisa langsung dimasukkan ke dalam cetakan untuk didinginkan.
Pabrik menghasilkan aluminium dalam bentuk cetakan
2. Proses Permurnian Tembaga
Leburan tembaga yang diperoleh dari tanur leburan tembaga masih
mengandung kotoran, walaupun hanya = 1%. Untuk mendapatkan tembaga
murni dapat dilakukan dengan cara elektrolisis. Pada elekrolisis ini sebagai
elektrolit digunakan larutan CuSO4, sedangkan katoda digunakan tembaga
yang sudah murni dan anodanya digunakan tembaga kasar (tembaga kotor).
KIMIA XII SMA
3. Pelapisan Logam (Elektroplating)
Pelapisan logam dengan logam lain biasa disebut "penyepuhan".
Penyepuhan umumnya dilakukan untuk mencegah korosi, untuk melapisi
asesoris dan sebagainya, yang dilakukan dengan cara elektrolisis. Misalnya
gelang tembaga dilapisi dengan emas, untuk mencegah korosi, besi dilapisi
dengan seng atau timah, dan sebagainya.
Prinsip kerja penyepuhan ini adalah sebagai berikut.
• Logam yang akan dilindungi ditempatkan sebagai katoda
• Logam yang melindungi ditempatkan sebagai anoda
Katoda dialiri listrik negatif dan anoda dialiri listrik positif dari arus
listrik searah (DC)
Sebagai elektrolitnya digunakan larutan
+
garam dari logam yang melindungi
(anoda)
A
B
Keterangan:
A: logam yang dilindungi
B : logam pelindung
-
+
Gambar 2.10 Penyepuhan
u nc i
K
a
t
Ka
RANGKUMAN
setengah reaksi
sel elektrokimia
sel volta
sel galvani
elektroda
katoda
anoda
jembatan garam
• Reaksi redoks dapat disetarakan dengan
dua cara, yaitu dengan cara setengah
reaksi dan cara bilangan oksidasi.
Sel elektrokimia ada dua macam yaitu sel
volta dan sel elektrolisis.
• Sel elektrokimia mempunyai dua buah
elektroda yaitu anoda dan katoda. Pada
katoda terjadi reaksi reduksi, sedang
pada anoda terjadi reaksi oksidasi.
55
56
KIMIA XII SMA
potensial elektroda
potensial sel
sel primer
baterai kering
sel lechlance
baterai alkali
sel sekunder
deret volta
proteksi katodik
korosi
elektrolisis
elektroda inert
faraday
coulomb
elektroplating
• Ciri-ciri sel volta adalah sebagai berikut.
a. Tersusun dari setengah sel katoda dan
setengah sel anoda dalam larutannya
b. Anoda ada kutub negatif dan katoda
adalah kutub positif (KapAn)
c. Terdiri atas dua setengah reaksi yang
dihubungkan dengan jembatan garam
d. Notasi sel: A(s)|A+x(aq)||B+y(aq)|B(s).
Ciri-ciri elektroda potensial standar (Eo)
adalah sebagai berikut.
a. Eosel = Eoreduksi + Eooksidasi
b. Jika Eosel positif, maka reaksi redoks
dapat berlangsung. Jika Eosel negatif,
maka reaksi redoks tidak berlangsung
spontan.
c. Dalam persamaan reaksi harga Eo tidak
ikut dikalikan, walaupun koefisien
reaksi setengah sel dikalikan.
d. Makin besar harga Eo makin mudah
mengalami reduksi (makin kuat sifat
oksdatornya). Makin kecil harga Eo,
makin mudah mengalami oksidasi
(makin kuat sifat reduktornya).
• Sel volta ada dua macam, yaitu:
a. Sel volta primer adalah sel volta yang
tidak dapat diisi lagi bila arusnya
sudah habis, misalnya batu baterai
biasa.
b. Sel volta sekunder adalah sel yang
dapat diisi lagi bila arusnya sudah
habis, misalnya aki.
Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche
adalah sebagai berikut.
Katoda : 2MnO2(s)+2NH4+(aq)+2e
→ Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
Reaksi sel: Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+(aq)
→ Mn2O3(s)+Zn2+(aq)+2NH3(aq)+H2O(l)
+
KIMIA XII SMA
Pada aki terjadi reaksi sebagai berikut.
a. Reaksi pengosongan penggunaan aki
Katoda : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e
→ PbSO4(s) + 2H2O(l)
Anoda : Pb(s) + SO42-(aq) →PbSO4(s) + 2e
+
Reaksi sel:
Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq)
→ PbSO4(s) + 2H2O(l)
b. Reaksi pengisian aki
Katoda: PbSO4(s) + 2e → Pb(s) + SO42-(aq)
Anoda: PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) +
4H+ + SO42-(aq) + 2e
+
Reaksi sel : 2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) +
PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq)
• Deret volta
Li – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn
– Fe – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag –
Pt – Au
• Korosi
a. Korosi adalah reaksi redoks yang
terjadi pada logam, sehingga
membentuk senyawa logam tersebut.
Peristiwa korosi ini dipengaruhi oleh
lingkungan.
b. Faktor-faktor yang mempengaruhi
korosi adalah udara (oksigen), uap air,
larutan elektrolit, dan beberapa gas
yang bersifat korosif.
c. Korosi pada besi dapat dihindari dengan
mengecat, melapisi besi dengan
logam yang memiliki Eo lebih kecil
dari besi, dan menghubungkan besi
dengan kutub negatif dari sumber
listrik.
d. Rumus karat besi adalah Fe2O3.xH2O.
57
58
KIMIA XII SMA
• Elektrolisis:
a. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian
larutan/leburan elektrolit oleh arus
listrik searah.
b. Pada katoda berlangsung reaksi
reduksi, pada anoda berlangsung
reaksi oksidasi.
c. Katoda adalah kutub negatif dan
anoda adalah kutub atau elektroda
positif.
• Jika larutan mengandung ion logam
golongan IA, IIA, Al3+ dan Mn2+, maka
ion-ion ini tidak direduksi, yang
direduksi adalah pelarutnya (air)
2H2O + 2e ⎯→ H2 + 2OH• Reaksi pada anoda:
- Anoda berupa logam inert, anion OH,
I-, Br-, dan Cl- akan dioksidasi.
-
jika ada anion SO42-, NO3-, dan PO43anion ini tidak akan dioksidasi tetapi
yang dioksidasi H2O.
2H2O ⎯→ O2 + 4H+ + 4e
c. Untuk menentukan hasil elektrolisis
digunakan hukum Faraday.
Satu Faraday = 96.500 coulomb.
d. Hukum I Faraday
m = eF
atau
m=
e.i.t
96.500
Hukum II Faraday
m1 : m2 = e1 : e2
e. Kegunaan elektrolisis adalah untuk:
- pembuatan logam,
- pemurnian logam,
- penyepuhan, dan
- pembuatan gas.
KIMIA XII SMA
P
ELATIHAN SOAL
I. Pilihlah huruf a, b, c, d, atau e pada jawaban yang tepat!
1. Cr2O72- + aH+ + bNO2- ⎯→
cCr3+ + dNO3- + eH2O
Harga koefisien reaksi a, b, c, d
dan e di atas berturut-turut
adalah ....
a. 3, 6, 2, 6, dan 3
b. 1, 5, 2, 5, dan 1
c. 8, 3, 2, 3, dan 4
d. 3, 4, 2, 4, dan 3
e. 8, 3, 2, 3, dan 4
2. Berikut ini merupakan persamaan reaksi redoks, kecuali ....
a. 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) +
2Fe(s)
b. PbO2(s) + SO2(g) → PbSO4(s)
c.
+ Cu(s) → 2Ags) +
2Ag+
(aq)
Cu2+
d. 2CrO42- + 2H+(aq) → Cr2O72-(aq)
+ H2O(l)
e. MnO2(s)
+
4HCl(aq)
→
MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g)
3. Perhatikan gambar elektrolisis
larutan natrium klorida dengan
elektroda karbon berikut ini!
Zat yang terbentuk pada
elektroda A adalah ....
A
_
Na+
a.
b.
c.
d.
e.
+
B
Cl
_
gas O2
gas H2 dan NaOH(aq)
logam Na
gas Cl2
NaCl(s)
4. Mn2+ + H2O2 + OH- ⎯→ MnO2
+ H2O
Agar reaksi redoks tersebut
setara, maka koefisisen H2O2
dan MnO2 adalah ....
a. 1 dan 1
d. 2 dan 1
b. 1 dan 2
e. 3 dan 1
c. 2 dan 2
5. Diketahui potensial elektroda
standar berikut.
Al3+(aq) + 3e ⎯→ Al(s) Eo = -1,76 V
Sn2+(aq) + 2e ⎯→ Sn(s) Eo = -0,14 V
Potensial sel Al(s)| Al3+(aq)||
Sn2+(s)| Sn(s) adalah ... volt.
a. -1,62
d. +1,90
b. +1,62
e. +3,10
c. -1,90
6. Bila dilakukan elektrolisis
larutan CuSO4 selama 30 menit
dengan kuat arus 10 ampere,
maka di katoda diendapkan
tembaga sebanyak ... gram. (Ar
Cu = 63,5)
a. 0,187
d. 11,845
b. 0,373
e. 5,922
c. 23,689
7. Pada
elektrolisis
larutan
AgNO3 selama 1 jam dengan
kuat arus 2 ampere, akan
dihasilkan endapan perak
sebanyak ... gram. (Ar Ag = 108,
1 Faraday = 96.500 C)
a. 7,6
d. 108
b. 8,06
e. 819
c. 81,9
59
60
KIMIA XII SMA
8. Diketahui harga potensial
reduksi standar Zn 2+ = -0,76
volt dan Fe 2+ = -0,44 volt.
Harga potensial sel Zn|Zn2+;
Fe2+||Fe adalah ... volt.
a. -10,23
d. +0,32
b. +1,2
e. -0,32
c. -1,20
9. Diketahui harga Eo zat elektrolit
sebagai berikut.
Fe2+ + 2e → Fe Eo = -0,44 volt
Pb2+ + 2e → Pb Eo = -0,13 volt
Zn2+ + 2e → Zn Eo = -0,76 volt
Sn2+ + 2e →Sn Eo = -0,14 volt
Berdasarkan harga Eo, reaksi
berikut yang dapat berlangsung adalah ....
a. Fe2+ + Zn ⎯→ Fe + Zn2+
b. Zn2+ + Fe ⎯→ Fe2+ + Zn
c. Zn2+ + Pb ⎯→ Zn + Pb2+
d. Sn + Zn2+ ⎯→ Sn2+ + Zn
e. Pb + Fe2+ ⎯→ Pb2+ + Fe
10. Gas klor dialirkan ke dalam
larutan NaOH pada suhu
kamar, sehingga terjadi reaksi:
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
+ H2O. Pada reaksi ini yang
bertindak sebagai oksidator
dan reduktor adalah ....
d. H+
a. Na+
b. Cl2
e. ClOc. OH11. Reaksi-reaksi di bawah ini
merupakan reaksi redoks,
kecuali ....
a. N2 + 3H2 → 2NH3
b. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
c. Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3
+ 3H2O
d. SO2 + 2H2S → 2H2O + 3S
e. Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
12. Berdasarkan deret volta, reaksi
elektrokimia berikut yang
dapat berlangsung secara
spontan adalah ....
a. Pb + Zn2+ ⎯→ Pb2+ + Zn
b. Sn + Fe2+ ⎯→ Sn2+ + Fe
c. Cu + 2H+ ⎯→ Cu2+ + H2
d. Sn2+ + Fe ⎯→ Sn + Fe2+
e. 3Mg2+ + 2Al ⎯→ 3Mg +
3Al3+
13. Persamaan
reaksi
redoks
berikut:
KMnO4 + KCl + H2SO4 ⎯→
MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
Banyaknya (gr) Cl2 yang terbentuk dari 100 gram KMnO4
adalah .... (An Cl = 35,5, An K =
39, Mn = 55, O = 16)
a. 12,2
b. 111,1
c. 89,9
d. 44,8
e. 17,9
14. Sebuah sel volta mempunyai
susunan:
Fe|Fe2+||Cd2+|Cd
Bila diketahui
Cd2+ + 2e- ⎯→ Cd Eo = -0,4 V
Fe2+ + 2e ⎯→ Fe Eo = -0,44 V
Maka potensial selnya adalah
....
a. 0,4
d. -0,02
b. 0,02
e. -0,04
c. 0,04
KIMIA XII SMA
15. Pada
elektrolisis
larutan
AgNO3 digunakan katoda Fe
dan Anoda grafit. Setelah dialiri
listrik selama 9650 detik,
dihasilkan gas O2 sebanyak 2,24
liter (0o C, 1 atm). Banyaknya
perak yang diendapkan di
katoda adalah .... (Ar Ag = 108)
a. 43,2 gram d. 3,33 gram
b. 33,3 gram e. 2,3 gram
c. 23,2 gram
16. Pada
elektrolisis
larutan
Na2SO4 dengan elektroda
grafit, peristiwa yang terjadi di
katoda adalah ....
a. dibebaskan natrium
b. larutan bersifat asam
c. dibebaskannya gas oksigen
dan ion H+
d. dibebaskannya gas hidrogen
dan ion OHe. dibebaskannya gas SO2
17. Pada elektrolisis leburan garam
CaCl2 dengan elektroda karbon,
digunakan muatan listrik
sebanyak 0,02 F. Volum gas klor
yang dihasilkan di anoda jika
dikukur pada tekanan dan
suhu di mana 1 liter gas N2 (Mr
= 28) massanya 1,4 gram adalah
....
a. 448
d. 200
b. 400
e. 100
c. 224
18. Pada elektrolisis larutan CuSO4
dengan elektroda Pt dihasilkan
endapan Cu sebanyak 6,35
gram. Jika arus yang digunakan
adalah 2A maka waktu yang
diperlukan untuk elektrolisis
tersebut adalah .... (Ar Cu =
63,5, S = 32, O = 16, F = 96500
coulomb)
a. 193000 detik
b. 19300 detik
c. 9650 detik
d. 965 detik
e. 193 detik
19. Elektrolisis larutan KCl dengan
menggunakan elektroda karbon
akan menghasilkan ....
a. larutan basa di anoda
b. gas Cl2 di katoda
c. logam K di katoda
d. gas H2 di katoda
e. gas O2 di anoda
20. Untuk menetralkan larutan
hasil elektrolisis larutan CuSO4,
diperlukan 50 ml larutan NaOH
0,2 M. Banyaknya muatan
listrik yang digunakan adalah
.... (Ar Cu = 63,5)
a. 0,1 F
b. 0,05 F
c. 0,025 F
d. 0,01 F
e. 0,005 F
II. Kerjakan soal-soal berikut ini dengan tepat!
1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda platina, di katoda
terbentuk endapan logam Cu sebanyak 3,175 gram. Tentukan volum
gas yang terbentuk di anoda, pada saat itu 5 mL gas N2 massanya 7
gram! (Ar Cu = 63,5 dan Mr N2 = 28)
61
62
KIMIA XII SMA
2. Lelehan NaCl dielektrolisis selama 10 menit dengan arus listrik sebesar
10 ampere.
a. Tuliskan persamaan reaksi selnya!
b. Hitung massa logam Na yang terbentuk! (Ar Na = 23, F = 96.500 C)
c. Jika logam natrium yang terbentuk dilarutkan dalam air, tuliskan
persamaan reaksinya!
3. Pada ektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda karbon, di katoda
diendapkan 15,9 gram tembaga. (Ar Cu = 63,5)
a. Berapa Faraday jumlah listrik yang digunakan pada elektrolisis
tersebut?
b. Tulislah reaksi yang terjadi pada anoda!
c. Berapa mol gas O2 yang dihasilkan?
4. Tuliskan reaksi pembuatan gas klor dengan cara elektrolisis larutan
NaCl. Sebagai anoda digunakan karbon, dan katodanya terbuat dari
baja yang berlubang-lubang!
5. Pada elektrolisis suatu larutan natrium kloria dihasilkan 11,2 L gas Cl2
yang diukur pada STP. Tentukan jumlah listrik yang digunakan!