RedoksRx ElektrokimiaKuliah Kimia Dasar

http://imbang.staff.umm.ac.id/files/2010/01/Reaksi-oksidasi-reduksi.ppthttp://gusriwan39.files.wordpress.com/2012/02/redoks.ppt

Reaksi oksidasi - reduksi 1. OKSIDASI • Reaksi pelepasan elektron• Pelepasan elektron• Peningkatan muatan positif• Peningkatan biloks(bilangan oksidasi) Contoh : Al

Al 3+ + 3e Reaksi oksidasi Alumunium : Al Al 3+ + 3e ) x4

(oksidasi)O2 + 4e 2O2- ) x 3 (reduksi)

4 Al + 3 O2 4Al3+ + 6O2- 2Al2O3

REAKSI OKSIDASI REDUKSI2. REAKSI REDUKSI Reaksi penangkapan elektron Penambahan muatan negatif Penurunan bilangan oksidasiContoh :

o2 O2- + 2e

Reaksi oksidasi selalu disertai reduksi dan disebut reaksi redoksReaksi oksidasi atau reduksi saja secara terpisah disebut reaksi setengah (Half reaction)

OKSIDATOR DAN REDUKTOROKSIDATOR : Zat yang mengoksidasi zat lain, tetapi zatTersebut mengalami reaksi reduksi (penurunan bilok) Ciri-ciri oksidator: Memiliki bilokstinggi Dalam bentuk molekul maupun ion mudah mengikat

elektron Dalam sistim periodik unsur ada di sebelah kananContoh :KMNO4

Mn bervalensi +7 K2Cr2O7 Cr bervalensi

+6KClO3 Cl bervalensi +5

OKSIDATOR DAN REDUKTORReduktor : zat yang mudah mereduksi zat

lain,tetapi zat itu sendiri mengalami oksidasi

(peningkatan bilok)

Ciri-ciri reduktor : Memiliki biloksrendah Dalam bentuk molekul maupun ion mudah

melepaskan elektron Dalam sistim periodik unsur, terletak di

golongan : I, II, III,VI dan VII

OKSIDATOR DAN REDUKTORTabel Oksidatoroksidator Elektron yg

ditangkapSetelah reaksi

Kondisi reaksi

MnO4

MnO4-

NO3-

SO42-

O2

ClO-

CrO72-

PbO2

53124262

Mn2+

MnO2

NO2

SO2

2O2- Cl-

2Cr3+

Pb2+

Larutan asamNetral /basa

Asam pekatAsam pekat

Larutan asam

OKSIDATOR DAN REDUKTOR Tabel Reduktor

Reduktor Elektron yang dilepas

Setelah reaksi

Kondisi reaksi

NO2

S2-

SO32-

Fe2+

Sn2+

CuCl22I-

22612222

NO3

SSO2

Fe3+

Sn4+

Cu2+

2ClO-

I2

Dg oksidator kuat

Larutan asam

Larutan basa

BILANGAN OKSIDASISyarat reaksi redoks : harus ada perubahan

bilokBILANGAN OKSIDASI :Banyaknya muatan listrik dari unsur-unsur dalam suatu persenyawaanPeraturan-peraturan biloks: Bilangan oksidasi satu unsur bebas = 0 Bilangan oksidasi satu atom hidrogen = + 1 Bilangan oksidasi satu atom oksigen = -2 Bilangan oksidasi logam, selalu positif. Logam alkali selalu +1 dan alkali tanah selalu +2 Jumlah bilokssemua unsur dalam senyawa = 0

BILANGAN OKSIDASIContoh :1. SO2

Bilangan oksidasi SO2 = 0Bilangan oksidasi 2 atom O = -4Bilangan oksidasi S = +4

2. K2Cr2O7

Bilangan oksidasi K2Cr2O7 = 0Bilangan oksidasi 2 atom K = +2Bilangan oksidasi 7 atom O = -14Bilangan oksidasi 1 atom Cr = +6

ATURAN BILOKS1. Unsur bebas dan molekul unsur biloksnya

= 0

→

→

Contoh :Contoh :4K

+

O2 2 K2O

P4

6I2

4PI3

+ → Ba

Cl2

BaCl2 +

2. Logam dalam senyawa biloksnya selalu positif (+)

Contoh Contoh :: 2K + Cl2K + Cl2 2

→22KKClCl

Mg + ClMg + Cl2 2

→3Fe + 3Cl3Fe + 3Cl2 2

→2Fe + 3Cl2Fe + 3Cl2 2

→

MgMgClCl22

33FeFeClCl2222FeFeClCl33

KK = +1= +1MgMg =+2=+2FeFe = = +2+2Fe Fe = = +3+3

3. Hidrogen dalam senyawa biloksnya = +1

Contoh Contoh :: 2H2H22 + +

OO22 → 2H2

OHH22 + + 2K 2K

→ 2KHMgH2

HH22 + + Mg Mg

→

H=+1H=-1 H=-1

Kecuali : bersenyawa langsung dengan logam, hidrogen

= -1

4. Oksigen dalam senyawa biloksnya=-2

Contoh Contoh :: 2H2H22 + +

OO22 → 2H2

OHH22 + O + O22

→ H2O2

KO2K + K + OO22

→

O=-2O=-1 O=-1/2

Kecuali : a. peroksida = -1 b. superoksida = -1/2 c. OF2 = +2

5. Biloks ion = muatannya

Contoh Contoh ::O2- = -2Na+ = +1 Cl- = -1Al3+ = +3

NH4+ =

+1NO3- = -1

SO42- = -

2Cr2O72- = -2

a. monoatomik b. poliatomik

6. Total biloks senyawa = 0

Contoh Contoh ::KClOKClO44 = 0 = 0

H2O = 0

MnOMnO22 = 0 = 0

KO2 = 0

HH22SOSO44 = 0 = 0

CONTOH SOAL:

1.1. Tentukan biloks Cl dalam Tentukan biloks Cl dalam senyawa KClOsenyawa KClO44

1K + 1Cl + 4O = 01K + 1Cl + 4O = 0

+1 + Cl - 8 = 0Cl = +7

1(+1) + 1(Cl) + 4(-2) = 0 1(+1) + 1(Cl) + 4(-2) = 0

Jawab :Jawab :

2. Tentukan biloks Cr dalam 2. Tentukan biloks Cr dalam senyawa Crsenyawa Cr22OO77

2-2-

2Cr + 7O = -22Cr + 7O = -2

2Cr - 14 = -22Cr = +12

2(Cr) + 7(-2) = -2(Cr) + 7(-2) = -2 2

Jawab : Jawab :

Cr = +6

A. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks

1. Metode Bilangan Oksidasi2. Metode Ion Elektron

1. Tuliskan persamaan reaksi ion yang terjadi antara Al dan NO3

- dalam suasana basa dengan cara perubahan biloks jika diketahui perubahan yang terjadi Al/AlO2

-

dan NO3-/NH3

Contoh:

Jawab:Al

0

+

NO3- → AlO2

- + NH

3

+5

3e+3

8e-3

8 Al + 3 NO3- → 8 AlO2

- + 3NH3

8Al + 3NO3- + 5OH- + 2H2O

+ 5 OH- + 2 H2O

8AlO2 + 3NH3→

Contoh:

2. Tuliskan pers. reaksi ion yang terjadi antara KI + KOH + KMnO4 jika diketahui I-/I2 dan MnO4

-

/MnO2

Jawab:Langkah 1:

Langkah 2:

oksidasi : I- → I2

reduksi : MnO4- → MnO2

oksidasi : 2 I- → I2 reduksi : MnO4

- → MnO2 + 4

OH-

Langkah 3:

Oks : 2 I- → I2 + 2e

Red : MnO4- +2H2O + 3e→MnO2

+4OH-

) x3

) x2

Langkah 4:

oksidasi : 6I- → 3 I2 + 6ereduksi : 2MnO4

- +4H2O + 6e→ 2MnO2 +

8OH-

Langkah 5:

Reaksi Lengkap:

6KI + 2KMnO4 + 4H2O →

6I- + 2MnO4- +4 H2O →

3 I2 +2MnO2 +

8OH-

3I2 + 2MnO2 +

8KOH

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKSPengertian :Banyaknya elektron yang dilepaskan oleh reduktor

harussama dengan banyaknya elektron yang ditangkap

oleh okSidator.1. REAKSI SEDERHANA K + Cl2 KClLangkah-langkah :

a. Cari perubahan biloksunsur-unsur b. Tulis reaksi oksidasi dan reduksi secara terpisahc. Kalikan masing-masing reaksi dengan bilangan tertentu untuk

menyamakan elektron yang dilepas dan yang ditangkap

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKSd. Jumlahkan kedua reaksi tersebutPenyelesaian contoh :

K K+ + 1e

Cl2 + 2e 2Cl-) x2

) x1

2K 2K + 2e

Cl2 + 2e 2 Cl-+

+

2K + Cl2 2K + 2 Cl- 2 KCl

ELEKTROKIMIA

http://kussrimartini.staff.fkip.uns.ac.id/files/2010/02/ELEKTROKIMIA-halaman1.ppt

Pokok Pembahasan1. Pengertian Elektrokimia2. Jenis – jenis sel Elektrokimia3. Elektroda 4. Potensial Elektroda5. Reaksi Redoks6. Termodinamika sel elektrokimia7. Persamaan Nernst

1. Pengertian ElektokimiaElektrokimia merupakan ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

2. Jenis Sel ElektrokimiaSEL GALVANIK (sel volta)

Sel galvani (sel volta) merupakan sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan

Contoh Sel Galvanik Sel Daniell Dalam gambar di samping:Sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik. Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.

SEL DANIELL dan Jembatan GaramKetika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang larut

Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)Dalam hal ini, massa Zn mengalami pengurangan, sedangkan elektroda Cu bertambah massanya, karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

Penentuan Kutub Positif dan Negatif ( Sel Daniell ) Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer,

terjadi arus elektron dari tembaga ke seng.Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

ATURAN SEL GALVANIKPenulisan Notasi

Zn l Zn2+ ll Cu2+ l CuZn l Zn2+ Cu2+ l Cu Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa Garis ganda menyatakan perbedaan

elektroda Garis putus – putus menyatakan adanya

jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda & katoda dapat saling bereaksi

Deret Volta

Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi

Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

(H)Li K Ba Ca Na Al Z

n Cr Cu HgMg Ag

Fe Ni S

iPb Pt Au

Macam-macam Sel Volta Sel Kering atau Sel Leclance katoda: karbon ; anoda: Zn Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu MnO2 +

NH4Cl + sedikit Air Sel aki Katoda: PbO2 ; anoda :Pb Elektrolit : Larutan H2SO4

Macam-macam Sel Volta ( 2) Sel bahan bakar Elektoda : Ni Elektrolit :Larutan KOH Bahan bakar : H2 dan O2

Baterai Ni-Cd Katoda : NiO2 dengan sedikit air Anoda : Cd

2. Jenis sel elektrokimia (2)SEL ELEKTROLISISSel elektrokimia yang menghasilkan redoks

dari energi listrik .Katode (-)Anode (+)

Reaksi - reaksi Sel Elektreolisis Reaksi Pada Katode

Ion positif akan mengalami reduksi, kecuali kation (+) yang berasal dari logam IA,IIA, dan Mn dalam larutan air tidak mengalami reduksi, yang mengalami reduksi adalah H2O, Reaksinya:

2H20 + 2e H2 + 2OH-

Ion logam IA,IIA.Al, dan Mn berbentuk lelehan (leburan) akan mengalami reduksi

Reaksi Pada Anode Ion negatif akan mengalami oksidasi jika elektrodanya nonaktif

(Pt dan C). Ion negatif yang mengandung O (SO4

2-,MnO4-,NO3

-,dll) tidak mengalami oksidasi, yang mengalami oksidasi adalah H2O

Reaksi : 2H2O 4H+ + O2 + 4e Jika elektrode anode merupakan logam aktif (selain Pt dan C)

yang mengalami Oksidasi adalah elektrode tersebut.

3. ELEKTRODAElektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda atau katoda.

Anoda merupakan elektroda di mana elektron datang dari sel elektrokimia sehingga oksidasi terjadi

Katoda merupakan elektroda di mana elektron memasuki sel elektrokimia sehingga reduksi

terjadi.Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anoda atau katoda tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan katoda bagi sel elektrokimia lainnya.

ELEKTRODAELEKTRODA INERT

ELEKTRODA ACUAN LABORATORIUM

Jenis –jenis ElektrodaA. Elektroda Inertelektroda yang tidak ikut bereaksi dalam reaksi kimia yang terjadi.Contoh elektroda inert: platina

Sebuah sel dari sistem Fe3+ + e Fe2+

Pt I Fe3+ (x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+ (b M) I Pt

Jenis-jenis Elektroda (2)B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium

1. Elektroda Kalomelraksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I) klorida, Hg2Cl2 (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1 m atau KCl jenuh.Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.

Pt, H2 (1 bar)| H+ || Cl‑ | Hg2Cl2(s)|Hg Reaksi elektroda :

reaksi di katoda : ½ H2 H+ + e-

reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e Hg + Cl-Reaksi keseluruhan : ½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s) H+ + Cl- + Hg

Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo = 0,337 V) Jika digunakan KCl jenuh pada 250C memberikan E =

0,2412 V.

2. Elektroda Perak-Perak Klorida Logam perak kontak dan padatan perak klorida

merupakan garam yang sangat sukar larut. Keseluruhannya dicelupkan ke dalam larutan kalium klorida (KCl) yang mana konsentrasi ion Cl-  = 1 m.

Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada 25o C memberikan emf 0,22233 Volt:Pt, H 2 (1 bar)| H+  (1 m)|| Cl‑  (1m) | AgCl (s)|Ag

Reaksi elektroda:Anoda: ½ H 2 H+ +e-

Katoda: AgCl (s) + e Ag +Cl-

Reaksi keseluruhan:

½ H2 + AgCl (s) H+ + Ag +Cl-

Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl 0,22233 Volt.

Ag|AgCl (s)|Cl‑ (1m)

4. Potential ElektrodaPotensial Elektroda merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron.

Potensial elektroda tergantung pada :- Jenis Elektroda- Suhu- Konsentrasi ionnya

Menghitung Potensial Elektroda Sel

Catatan :E° = potensial reduksi standar (volt)R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314T = suhu mutlak (°K)n = jumlah elektronF = 96.500 coulombC = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

E° sel = E° red - E° oks

E sel = E° sel - RT/nF ln C

E sel = E° sel - 0.059/n log C

Pada T = 25° C

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS Jumlahkan kedua reaksi tersebut Tulis hasil reaksi lengkap sesuai dengan zat yang

bereaksi

PENYELESAIAN CONTOH :Cu Cu2+ + 2eNO3

- + 3e NO

Cu Cu2+ + 2e ) x 3NO3

- + 3e + 4H+ NO + 2H2O ) x 2+

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS 3Cu 3Cu2+ + 6e 2NO3

- + 6e + 8H+ 2NO + 4H2O

3Cu + 2NO3- + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

3Cu + 8NO3- + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O + 6NO3

-

8HNO33Cu + 3Cu (NO3)2 + 2NO + 2H2O

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS

3. REAKSI DI LINGKUNGAN BASA Langkah –langkah :•Tulis masing-masing reaksi oksidasi dan reduksi secara terpisah, lengkapi dengan perubahan elektron•Pihak yang kekurangan oksigen, ditambah OH-, yang kekurangan hidrogen tambahkan ion H2O. Sempurnakan masing masing reaksi•Kalikan masing-masing reaksi dengan bilangan tertentu untuk menyamakan jumlah elektron yang dilepas dan yang ditangkap

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS Jumlahkan kedua reaksi tersebutTulis hasil reaksi lengkap sesuai dengan

zat-zat yang bereaksiContoh : NaCrO2 + Br2 + NaOH ?

Diketahui : CrO2- CrO4

2-

Br2 Br-

Penyelesaian :

CrO2- CrO4

2- + 3e

Br2 + 2e 2Br -

PENYETARAAN PERSAMAAN REDOKS

CrO2- + 4OH - CrO4

2- + 3eBr2 + 2e 2Br - ) x3

+ 2H2O ) x 2

2CrO2- + 8OH - 2 CrO4

2- + 6e + 4H2O 3Br2 + 6e 6Br -

+

+

2 CrO2- + 3Br2 + 8OH- 2CrO4

2- + 4H2O + 6Br- + 2Na+ + 8 Na+ + 4Na+ + 6Na+

2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH 2Na2CrO4 + 4H2O + 6NaBr

MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS (MENGISI KOEFISIEN REAKSI)Langkah-langkah : Tentukan unsur-unsur yang mengalami perubahan

bilok. Sertakan perubahan elektronnya.

Kalikan dengan bilangan tertentu untuk menyamakan jumlah elektron yang dilepas dan yang ditangkap.

Bilangan tersebut sebagai koefisien sementara.

Setarakan jumlah atom-atom, terutama H dan O di ruas kiri dan kanan.

MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS(MENGISI KOEFISIEN REAKSI)Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2OPenyelesaian :Cu Cu2+ + 2e ) x3N5+ + 3e N2+ ) x2

3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

+

MENYEMPURNAKAN PERSAMAAN REDOKS (MENGISI KOEFISIEN REAKSI)

LATIHAN SOAL :Isilah koefisien reaksi pada reaksi di bawah ini :

KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

Catatan : pada reaksi pembakaran zat organik menghasilkan CO2

dan H2O. Bilangan oksidasi C pada CO2 adalah : +4. Tetapi bilangan oksidasi C dalam zat organik kebanyakan kurang dari 4. Misal pada H2C2O4. biloksC adalah +3