Transcript Reaksi Reduksi-Oksidasi dan Elektrokimia

Elektrokimia : cabang sains yang
mempelajari kaitan antara arus listrik dan
reaksi kimia
 Reaksi kimia yang penting : reaksi
oksidasi-reduksi


Penggabungan dan pelepasan oksigen
Contoh : 4 Fe(s) + 3 O2(g)
Fe2O3(s)
Karat besi terjadi karena besi “bergabung”
dengan oksigen. Peristiwa tersebut
dinamakan oksidasi.
Fe2O3(s) + 3 CO2(g)
2 Fe(s)+ 3CO2(g)
Bijih besi didapatkan melalui peristiwa
“reduksi” di mana oksigen diambil/
dilepaskan dalam suatu senyawa.
Diskusi : Jelaskan 2 fenomena terkait reaksi:
2 Mg(s) + O2(g)
2MgO(s)
Mg(s) + S(g)
MgS(s)
Definisi oksidasi-reduksi berdasarkan
perpindahan atom oksigen terlalu
sempit, artinya dibutuhkan definisi yang
lebih luas untuk menjelaskan peristiwa
tersebut.
Contoh:2 Mg(s)
O2(g)
Total :2 Mg(s)
Ion
:2Mg2+
2Mg2++ 4e-(oksidasi)
+ 4e2O2- (reduksi)
+ O2(g)
2Mg2++ 2O2+ 2O22MgO
Mg
Mg2+ + 2e(oksidasi)
S + 2eS2(reduksi)
Total
:Mg + S
Mg2+ + S2Ion
: Mg2+
+ S2MgS
Oksidasi
: reaksi yang terkait dengan
pelepasan elektron
 Reduksi : reaksi yang terkait dengan
penangkapan elektron

Dalam pembentukan magnesium oksida : Mg
memberikan elektron pada oksigen sehingga
Oksigen tereduksi.
Artinya : Mg bertindak sebagai agen pereduksi
(reduktor) dan mengalami oksidasi.
Oksigen menangkap elektron yang dilepaskan
oleh Mg sehingga Mg teroksidasi.
Artinya : oksigen bertindak sebagai agen
pengoksidasi (oksidator) dan mengalami reduksi.
Catatan : elektron yang dilepaskan oleh reduktor
Sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh
oksidator.
Jelaskan fenomena :
2 Mg(s) + O2(g)
H2(g) + Cl2(g)
2S(s) + O2(g)
2 MgO(s)
2 HCl(g)
2 SO2(g)
HCl dan SO2 bukan senyawa ionik, tetapi
kovalen (molekular) : tidak ada elektron
yang benar-benar pindah, artinya :
diperlukan lagi definisi yang lebih luas.





Bilangan oksidasi : jumlah muatan yang dimiliki
suatu atom dalam molekul (senyawa ionik) jika
elektron-elektronnya berpindah seluruhnya.
2 Mg(s) + O2(g)
2 MgO(s)
0
0
+2 -2
H2(g) + Cl2(g)
2 HCl(g)
0
0
+1 -1
2S(s) + O2(g)
2 SO2(g)
0
0
+4 -2
Oksidasi : jika suatu unsur mengalami
pertambahan bilangan oksidasi
Reduksi : jika suatu unsur mengalami
penurunan bilangan oksidasi

Kesimpulan :
Pengertian
Oksidasi
Reduksi
Oksidator
Reduktor
Perubahan
elektron
Bilangan
oksidasi
 Metode
ion-elektron (setengah
reaksi )
 Metode bilangan oksidasi (biloks)
Konsep dasar :
Jumlah elektron yang diserap oksidator =
jumlah elektron yang dilepas reduktor
Proses penyetaraan berlangsung menurut
langkah-langkah :
1. Identifikasi spesies yang terlibat dalam
perubahan biloks, dan tulislah rangka
setengah reaksi.
2. Seimbangkan jumlah atom dari setiap
setengah reaksi
 Dalam larutan yang bersifat asam atau
netral tambahkan 1 molekul H2O untuk
setiap kekurangan satu O pada ruas
yang kekurangan di ruas lain
tambahkan ion H+.
 Dalam suasana basa, tambahkan satu
H2O untuk setiap kelebihan satu atom O
pada ruas tersebut, lalu tambahkan ion
OH- 2x lebih banyak pada ruas lainnya.
3. Setarakan muatan listrik pada setiap
setengah reaksi dengan cara
menambahkan sejumlah elektron.
 Di sebelah kanan untuk reaksi oksidasi
 Di sebelah kiri untuk reaksi reduksi
4. Samakan jumlah elektron yang diserap
pada reaksi reduksi dengan jumlah
elektron yang dilepaskan pada reaksi
oksidasi dengan jalan memberi koefisien
yang sesuai. Jumlahkan kedua setengah
reaksi tersebut agar diperoleh
persamaan redoks yang setara.
Contoh : Setarakan reaksi oksidasi-reduksi
berikut :
 MnO4-(aq) + SO32-(aq)
Mn2+(aq) +
SO42-(aq) (asam)
 As2S3(s) + NO3-(aq)
H3AsO4(aq) + S(s)
+ NO(g)(asam)
 Cr(OH)3(s) + OCl-(aq)
CrO42-(aq) + Cl-(aq)
+ H2O(l)(basa)
 KMnO4(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq)
K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Reaksi tak setara : As2S3(s) + NO3-(aq)
H3AsO4(aq) + S(s) + NO(g) + H2O(l)
Penyelesaian :
 Langkah 1 :
As2S3(s) + NO3-(aq)

Oksidasi : As2S3(s)
Reduksi : NO3-(aq)
Dan seterusnya.................................
H3AsO4(aq) + S(s)
+ NO(g) + H2O(l)
H3AsO4(aq) + S(s)
NO(g)
Contoh 2 : Setarakan persamaan reaksi
oksidasi-reduksi berikut :
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq)
CrO42-(aq) +
Cl-(aq) (basa)
 Catatan : cara menyeimbangkan H2O
dan OH- pada setengah persamaan
reaksi oksidasi reduksi dalam suasana
basa.

Pada sisi kekurangan O,
OH-
Menyeimbangkan
tambahkan 2 ion
untuk
atom O
setiap kekurangan satu
atom O
Pada sisi lainnya
tambahkan 1 molekul
H2O
Pada sisi kekurangan H,
Menyeimbangkan
tambahkan 1 molekul H2O
Pada sisi yang lainnya
atom H
untuk setiap atom H yang
tambahkan 1 ion OH-
dibutuhkan
Pada sisi kekurangan O,
OH-
Menyeimbangkan
tambahkan 2 ion
atom O
setiap kekurangan satu
atom O
untuk
Pada sisi lainnya
tambahkan 1 molekul
H2O
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq)
CrO42-(aq) + Cl-(aq)
 Langkah 1 :
Oksidasi : Cr(OH)3(s)
CrO42-(aq)
Reduksi : OCl-(aq)
Cl-(aq)
(atom O belum setara)

Langkah 2 : dan seterusnya.................
Cr(OH)3(s) + OCl-(aq)
CrO42-(aq) +
Cl-(aq)
 Langkah 1 :
Oksidasi : Cr(OH)3(s)
CrO42-(aq)
Reduksi : OCl-(aq)
Cl-(aq)

Dan seterusnya....................
Konsep dasar :
Jumlah pertambahan biloks reduktor = jemlah
pengurangan biloks oksidator
 Langkah-langkah :
1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan
biloks
2. Setarakan unsur yang mengalami perubahan
biloks dengan memberi koefisien yang sesuai.
3. Tentukan jumlah penurunan biloks oksidator
dan jumlah pertambahan biloks dari reduktor.
Jumlah perubahan biloks = jumlah atom yang
terlibat dikalikan dengan perubahan biloksnya.

4. Samakan jumlah perubahan biloks
tersebut dengan memberi koefisien
yang sesuai.
5. Setarakan muatan dengan
menambahkan ion H+ (asam) atau ion
OH- (dalam suasana basa)
6. Setarakan atom H dengan
menambahkan molekul H2O
Contoh : setarakan reaksi redoks berikut
dengan metode bilangan oksidasi :
 Cr2O72-(aq) + C2O42-(aq)
Cr3+(aq)
+ CO2(g)(asam)
 MnO4-(aq) + C2O42-(aq)
MnO2(s) +
CO2(g)(basa)
Jawab :
Cr2O72-(aq) + C2O42-(aq)
Cr3+(aq) +
CO2(g)(asam)
Langkah 1 :
Cr2O72-(aq) + C2O42-(aq)
Cr3+(aq) + CO2(g)
+6
+3
+3
+4
Reduksi
oksidasi
 Langkah 2 : dan seterusnya.............


MnO4-(aq) + C2O42-(aq)

Langkah 1 :
MnO4-(aq) + C2O42-(aq)
+7
+3
Reduksi
MnO2(s) +
CO2(g)(basa)
MnO2(s) +CO2(g)
+4
+4
oksidasi

Langkah 2 : dan seterusnya.............
Latihan :
 CrO42-(aq) + Fe(OH)2(s)

KI(aq) + H2SO4(aq)
Cr2O3(s) +
Fe(OH)3(s)(basa)
K2SO4(aq) + H2S(g)
+ I2(s) + H2O(l)
Sel elektrokimia
Sel Volta/Galvani
menghasilkan energi listrik sebagai
hasil reaksi kimia (redoks) yang
berlangsung spontan.
Sel elektrolisis
contoh :
arus listrik dari luar sel
melangsungkan reaksi yang
tidak spontan.
1. sel volta komersial
contoh :
2. aki
1. proses penyepuhan
3. baterai
2. proses pemurnian logam
Dalam kedua sel tersebut terdapat :
 Anoda : elektroda tempat terjadinya
oksidasi
 Katoda : elektroda tempat terjadinya
reduksi
Perhatikan reaksi berikut :
 Zn(s) + CuSO4(aq)
Cu(s) + ZnSO4(aq)
biru
jernih
Cu(s) + ZnSO4(aq)
Reaksi Zn dalam larutan CuSO4
merupakan reaksi redoks spontan :
 Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)

Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik
yang dapat diukur karena elektron berpindah
secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+.
Agar menghasilkan listrik, maka logam Zn dan
ion Cu2+ dipisahkan sehingga menjadi
rangkaian sebagai berikut :
Gambar sel Volta
Anoda
: Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e Katoda
: Cu2+(aq) + 2eCu(s)
 Reaksi bersih :
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
 Peralatan percobaan untuk
menghasilkan listrik dengan
memanfaatkan reaksi redoks spontan
dinamakan sel Volta atau sel Galvani.
( diambil dari ilmuwan Italia : Luigi
Galvani dan Alessandro Volta )


Batang Zn dicelupkan pada larutan
ZnSO4 dan Cu dalam larutan CuSO4,
batang Cu dan Zn dinamakan
elektroda. Susunan elketroda (Zn dan
Cu) dan larutan (ZnSO4 dan CuSO4) ini
disebut sel Daniel ( John Daniel).
Pada sel Volta tersebut:
 Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi
Zn2+
 Elektron yang dibebaskan mengalir melalui
kawat penghantar menuju elektroda Cu.
 Pada elektroda Cu, elektron-elektron diikat
oleh ion Cu2+ dari larutan dan mengendap
sebagai Cu(s) dan melekat pada batang
Cu. Akibatnya :
1. Pada anoda ion Zn2+ > ion SO42(bermuatan positif)
2. Pada katoda ion SO42- > ion Cu2+
(bermuatan negatif)
Karena bermuatan positif pada ruang
anoda, maka akan menghambat
pelarutan logam Zn selanjutnya,
sebaliknya di ruang katoda bermuatan
negatif akan menahan pengendapan
ion Cu2+ atau aliran elektron akan
berhenti.
 Oleh karena itu, diperlukan jembatan
garam (umumnya berupa pipa U
terbalik berisi larutan garam inert (KCl,
KNO3) sebagai medium penghantar
agar kation (K+,Zn2+) mengalir ke katoda
dan anion (SO42-, Cl-) bergerak ke
anoda.

Pada akhir kerja sel Volta:
1. Elektroda Zn akan berkurang massanya
2. Elektroda Cu akan bertambah massanya
3. Larutan CuSO4 semakin encer
4. Larutan ZnSO4 semakin pekat
 Logam Zn dan Cu pada sel tersebut
disebut elektroda (kutub-kutub listrik pada
rangkaian sel elektrokimia)
 Elektroda tempat terjadinya oksidasi :
anoda
 Elektroda tempat terjadinya reduksi :
katoda

Pada sel Volta, anoda = kutub negatif dan
katoda = kutub positif
 Notasi sel atau diagram sel untuk sel di atas :
Zn(s)│Zn2+(aq)││Cu2+(aq)│Cu(s)

Setengah sel setengah sel
 Berdasarkan konvensi :
1. Anoda digambarkan sebelah kiri dan
katoda di sebelah kanan.
2. Dua garis sejajar : jembatan garam yang
memisahkan anoda dan katoda
3. Garis tunggal : batas antar fase
4. Zn(s)│Zn2+(aq) : pasangan oksidasi
Cu2+(aq)│Cu(s) : pasangan reduksi
Pada gambar Sel Volta:
 Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda
Cu dan tidak sebaliknya, artinya Zn lebih
mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya
ion Cu2+ lebih mudah tereduksi.
 Perbedaan kecenderungan teroksidasi
menghasilkan perbedaan rapatan muatan
antara elektroda Zn dan Cu, yang pada
akhirnya menyebabkan beda potensial listrik
antara Zn dan Cu. Selisih potensial =
potensial sel atau Esel (ggl=emf)
 Bila konsentrasi ion Zn2+ = 1M, Cu2+ = 1M, Esel =
1,10V. Potensial sel yang diukur pada 25oC
dengan konsentrasi ion-ion 1M dan tekanan
gas 1 atm disebut potensial sel standar (
Eosel).
Pengukuran potensial sel dapat
digunakan untuk membandingkan
kecenderungan logam/spesi lain untuk
mengalami oksidasi atau reduksi.
 Untuk membandingkan kecenderungan
oksidasi atau reduksi suatu elektroda,
diperlukan elektroda
pembanding/standar yaitu elektroda
hodrogen (SHE = Standar Hydrogen
Elektrode)

Anoda : Zn(s)
Zn2+(aq) (1M) + e Katoda: 2H+(aq) (1M) +2eH2(g) (1atm)
 Keseluruhan:
Zn(s) + 2H+(aq) (1M)
Zn2+(aq) (1M) +
H2(g) (1atm)
 Notasi sel:

Zn(s) │Zn2+(aq) (1M) ││ 2H+(aq) (1M)│ H2(g) (1atm)│Pt(s)

Berdasarkan konvensi :
Anoda : H2(g) (1atm)
2H+(aq) (1M) +2e Katoda : Cu2+(aq) (1M) + 2eCu(s)
 Keseluruhan :
Cu2+(aq) (1M) + H2(g) (1atm)
Cu(s) +
2H+(aq) (1M)
 Notasi sel:
Pt(s) │ H2(g) (1atm) │2H+(aq) (1M)│ │Cu2+(aq)
(1M) │Cu(s)


Berdasarkan konvensi :
Atau :
 Zn(s)
Zn2+(aq) (1M) + 2e- Eo = -0,76 V

Cu2+(aq) (1M) + 2e-

2H+(aq) (1M) +2e-
Cu(s) Eo = +0,34 V
H2(g) (1atm) Eo = 0,00 V
Pada sel Volta antara Cu dan Zn :
 Anoda : Zn(s)
Zn2+(aq) (1M) + 2e Katoda: Cu2+(aq) (1M) + 2eCu(s)
 Keseluruhan:
Zn(s) + Cu2+(aq)(1M)
Zn2+(aq)(1M) + Cu(s)
Menurut kesepakatan, potensial elektroda
dikaitkan dengan reaksi reduksi (potensial
reduksi standar = PRS).
 Bila kecenderungan proses reduksi ditandai
Eo, maka kecenderungan oksidasi
merupakan harga negatifnya (-Eo).
 Semakin positif Eo, elektroda yang lebih
mudah mengalami reduksi, sedangkan
elektroda yang lebih sukar mengalami
reduksi diberi tanda negatif.


Pada daftar PRS :
oksidator
F2(g) + 2e2H+(aq) + 2eLi+(aq) + e-
2 F-(aq)
H2(g)
Li(s)
Eo(V)
+2,87
0,0
-3,05
reduktor
artinya :
 F2 adalah zat pengoksidasi paling kuat karena
mempunyai kecenderungan terbesar untuk
tereduksi
 Li+ adalah zat pengoksidasi paling lemah karena
spesi ini paling sukar untuk direduksi
 F- = zat pereduksi paling lemah
 Li(s) = zat pereduksi paling kuat
Pada sel Volta:
 katoda adalah elektroda yang Eo >>
 Anoda adalah elektroda yang Eo <<
Hubungan antara Eosel, ∆Go, dan K
 Untuk
menjalankan proses nonspontan(∆G>0) : dibutuhkan kerja.
Untuk proses spontan (∆G<0) : proses
sponten melakukan kerja.

Dalam sel Volta : reaksi melakukan kerja,
kuantitas kerjanya :
Catatan :
 tanda (-)
= kerja listrik dilakukan oleh
sistem ke lingkungan
 n = mol elektron yang dipertukarkan pada
reaksi redoks
 F = tetapan Faraday,
1 F = 96500 J/v . mol
= 96500 C/mol elektron

Energi bebas, yaitu energi yang tersedia
untuk melakukan kerja.
Dari pers. (1) dan (2)
Dalam keadaan standar :
 Jadi,
reaksi redoks spontan bila : ∆G <
0 dan Eo > 0
Bila Eosel bernilai negatif, reaksi akan
berlangsung spontan pada arah
sebaliknya.
Dari pers. (3) dan (4)
Eo
Reaksi pada keadaan
∆Go
K
-
>1
+
Spontan
0
=1
0
Pada saat kesetimbangan
sel
standar
Non-spontan : reaksi
+
<1
-
spontan pada arah
berlawanan
Bila sel Galvani :
Zn(s)│Zn2+(aq)││Cu2+(aq)│Cu(s)
 Atau reaksi :
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
dilakukan pada konsentrasi Zn2+ dan
Cu2+ yang bervariasi :

[Zn2+],M
[Cu2+],M
1,0
1,0 x 10-3
1,0 x 10-3
3,0
1,01
1,0
1,0 x 10-2
1,0 x 10-2
2,0
1,04
1,0
1,0 x 10-1
1,0 x 10-1
1,0
1,07
1,0
1,0
1,0
0
1,10
1,0 x 10-1
1,0
1,0 x 10-1
-1,0
1,13
1,0 x 10-2
1,0
1,0 x 10-2
-2,0
1,16
1,0 x 10-3
1,0
1,0 x 10-3
-3,0
1,19
Esel, V

Dalam grafik :

Menghasilkan garis lurus :
Hubungan ini mula-mula dipelajari :
Walther Nerst
 Persamaan ini dapat diperoleh dari
persamaan termodinamika
 aA + bB
cC + dD


Persamaan Nerst memungkinkan
mengkitung E sebagai fungsi dari
konsentrasi reaktan dan produk dalam
reaksi redoks.
Aki
 Anoda : padatan Pb (timbal)
 Katoda : padatan PbO2
 Elektrolit
: larutan H2SO4
 Tidak memerlukan jembatan garam ??
 Reaksi pengosongan aki :
Anoda
: Pb(s) + SO42-(aq)
PbSO4(s) +
2eKatoda
: PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO42-(aq)
PbSO4(s) + 2H2O(l)
 Keseluruhan:
Pb(s) + 2SO42-(aq) + PbO2(s) + 4 H+(aq)
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Aki, umumnya terdapat 6 sel identik. Esel
setiap sel = ± 2 V, total = 12 V
 Pada proses pengosongan aki
Katoda (Pb) : PbSO4(s) + 2ePb(s) +
SO42-(aq)
Anoda (PbO2): PbSO4(s) + 2H2O(l)
PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO42-(aq)
 Keseluruhan :
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Pb(s) + 2SO42-(aq)
+ PbO2(s) + 4H+(aq)
 Pengisian aki, dilakukan dengan membalik
arah aliran elektron pada kedua elektroda







Anoda : Zn(s)
Zn2+(aq) + 2eKatoda :2 NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2eMn2O3(s) + 2NH3(aq)+ H2O(l)
Keseluruhan:
Zn(s) +2NH4+(aq) +2MnO2(s)
Mn2O3(s) +2NH3(aq)
+H2O(l) +Zn2+(aq)
Voltase yang dihasilkan : 1,5 V
Pada reaksi : Zn2+(aq) + 4NH3(aq)
Zn(NH3)42+(aq)
Sel Leclanche : tidak dapat diisi ulang = sel
primer
Sel Aki : dapat diisi ulang = sel sekunder
Proses yang menggunakan energi listrik
agar reaksi kimia non-spontan dapat
terjadi dinamakan elektrolisis.
 Susunan sel elektrolisis

Anoda : positif
Katoda : negatif
NaCl(l)
Na+(l)
+ Cl-(l)
 Katoda
: 2Na+ + 2e2Na(s)
 Anoda
: 2 ClCl2(g) + 2e Keseluruhan :
2Na+ + 2 Cl2Na(s) +Cl2(g)
Esel =.................................?
Proses ini merupakan sumber utama
logam Na dan gas klorin
Pada anoda, terjadi kompetisi :
2 ClCl2(g) + 2eEooks = -1,36 V
2 H2O(l)
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Eooks = - 1,23 V
 Meskipun potensial oksidasi klorin lebih negatif,
tetapi fakta yang terjadi di anoda dihasilkan gas
klorin. Karena, pembentukan gas oksigen
memerlukan overpotensial tinggi.
 Overpotensial : selisih antara potensial elektroda
dan voltase sebenarnya yang diperlukan pada
proses elektrolisis.

Pada katoda, terjadi kompetisi :
2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq) Eo = -0,83 V
Na+(aq) + eNa(s)
Eo = - 2,71 V
 Pada katoda yang terjadi adalah Eo(1) > Eo(2)
sehingga yang lebih mengalami reduksi
adalah H2O.

Maka :
 Anoda : 2 ClCl2(g) + 2e Katoda: 2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq)
 Keseluruhan:
2 H2O(l) 2 ClH2(g) + 2 OH-(aq) + Cl2(g)
Katoda
anoda

Pada proses tersebut, konsentrasi ion Clmenurun, ion OH- meningkat, sehingga
hasil samping : NaOH dengan cara
menguapkan larutan berair pada saat
elektrolisis.

Elektrolisis dengan elektroda tidak inert,
contohnya larutan CuSO4 dengan
elektroda Cu.