1. BO. Atom sebagai unsur bebas = 0 - REDOKS & ELKIM ST.AGNES

  

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

BILANGAN OKSIDASI Bilangan Oksidasi ( Biloks = BO ) ialah banyaknya muatan suatu atom dalam senyawa atau ion Contoh : BO dari : - Fe dalam FeCl = +2 ; Fe dalam Fe (SO ) +3

  2

  2

  4

  3

• N dalam NH = -3 ; N dalam N O = +5

  3

  2

  5 Ketentuan – ketentuan BO

  1. BO. Atom sebagai unsur bebas = 0 Bentuk-bentuk UNSUR BEBAS :

  a) atom logam ; mis : Na, Fe, dsb : BO. Fe dalam atom besi(Fe) = 0 b) molekul diatomik homogen ( mis : H 2 , O 2, Cl 2= dsb ) ; BO. H dalamH 2 = 0

  c) poliatomik homogen ( O , P , S atau S ) ; BO. P dalam P = 0

  3

  4

  8

  4

  2. BO. Hidrogen ( H ) dalam senyawa : + 1

• 2
• Mis : BO. H dalam H O = 1 ; dalam HCl = 1 , dalam NH = 1

  4

• KECUALI : dalam senayawa Hidrida = -1 ( Hidrifda ioalah senyawa H dengan logam, mis : NaH , CaH

  2 , AlH 3 )

• BO. Hdalam NaH = -1 ; dalam CaH 2 = -1

  3. BO.Oksigen ( O ) dalam senyawa = -2

• Mis : BO. O dalam H

  2 O = -2 ; dalam P

  2 O 3 = -2

• - KECUALI : a) sebagai Peroksida ( oksida yg kelebihan 1 O ; mis Na O H O)

  2 2,

  2 = -1

• BO. O dalam K O = -1

  

2

  

b) sebagai superoksida (oksida yg kelebihan 3 O : mis KO ) = ½

  2

• BO. O dalam NaO = - ½

  2

   c) dalam F O = +2

  2

  4. BO. Logam dalam senyawa = selalu positif, dan = valensinya

• Mis. BO. Na dalam NaCl = +1 ; dalam Na

  2 SO 4 = +1

  BO Cu dalam CuBr = + 1 ; dalam CuSO = +2

  4 5. ( JUMLAH ) BO ( atom-atom ) dalam senyawa = 0 atau BO senyawa = 0

• Mis ( jml ) BO . H

  2 O = 0 ; BO. FeSO

4 = 0

6. ( JML ) BO. (atom-atom) dalam ion = muatan ion tsb atau BO ion = muatannya

  2+ - 2-

• Mis. BO Fe = +2 ; ( jml ) BO . NO = -1 ; ( jml ) BO. SO = - 2

  3

  4 Cara Menghitung BO.

  1. Menentukan BO suatu atom dalam senyawa ( jml BO senyawa = 0 )

  2

  4

a) Tentukan BO. S dalam K SO BO : 1 x -2

  2

  4 K S O

 BO 2 x -8 (2) + (x) + ( -8) = O x = 8 – 2 = 6

jadi BO. S dalam K

  2 SO 4 = +6

  2

  2

  7

b) Tentukan BO atom Cr dalam Na Cr O BO 1 x -2 Na

  2 Cr

  2 O

  7  BO 2 2x -14 (2) + (2x) + (-14) = 0 2x = 14 – 2 = 12 x = +6 Jadi BO Cr dalam Na

2 Cr

  

2 O

7 = +6

  2. Menentukan BO atom dalam ion ( jml BO. Ion = muatannya ) - Tentukan BO. N dalam NO

  3 BO x -2 - N O

  3  BO x -6 (x) + (-6) = -1 x = 6 – 1 = 5 -

3 Jadi BO N dalam ion NO = +5 REAKSI OKSIDASI – REDUKSI ( REDOKS ) Oksida si : Teori Lama : 1. Reaksi dengan oksigen ( O 2 ) : Cu + O

  2 CuO

   2. Reaksi penambahan O : CO + O CO

  2

  2 + Teori Baru : 1. Rekasi pelepasan elektron : Na Na + e 2+ + 2. reaksi penambahan BO : Cu Cu + e

   3. Reaksi penguranga muatan negatif : 2 F F + 2 e -

  2 Reduksi . Teori Lama : 1. Reaksi dengan hidrogen ( H 2 ) : CuO + H

  2 Cu + H

  2 O

   2. Reaksi pengurangan O : CO 2 + C 2 CO + Teori Baru : 1. Reaksi penangkapan elektron : K + e K 3+ 2+

   2. Reaksi pengurangan BO : Fe + e Fe

   3. Reaksi penambahan muatan negatif : Cl + 2e 2 Cl -

  2 Oksida tor : ialah zat yang : 1. mengoksidasi zat lain 2. direduksi

  3. BO-nya berkurang Reduktor : ialah zat yang : 1. mereduksi zat lain 2. dioksidasi

  3 BO-nya bertambah oksidasi Reaksi : Zn + 2 HCl Zn Cl

  

2 + H

  2 BO. Zn : 0 ke +2

  Reduksi BO. H : +1 ke 0 oksidator reduktor

  

Catatan : - Reaksi redoks , jika dalam reaksi tsb terjadi perubahan BO

• - Reaksi nonredoks , jika dalam reaksi tsb tidak terjadi perubahan BO- dari atom-atomnya. ELEKTROKIMIA

  

Elektrokimia merupakan proses perubahan energi listrik menjadi energi

kimia, dan sebaliknya. Proeses tersebut dituliskan sebagai berikut.

energi listrik  energi (reaksi) kimia

Perubahan tersebut berlangsung dalam suatu rangkaian alat yang disebut sel . Sel elektrokimia terdiri dari 2 macam, yaitu:

  1. Sel Galvani (sel Volta), dan

  2 Sel Elektrolisis

Proses perubahan energi listrik menjadi kimia disebut ( SEL )

ELEKTROLISIS; misalnya penyepuhan/pelapisan logam dan

pemurnian logam.

Proses perubahan energi (reaksi kimia) menjadi energi listrik disebut:

( SEL ) VOLTA atau ( SEL ) GALVANI ; contohnya pada baterai, aki,

dsb. Perbedaan fungsi dari sel volta dan sel elektrolisis adalah : SEL VOLTA : berfungsi sebagai sumber energi SEL ELEKTROLISIS: berfungs memanfaatkan energi listrik. Pada sel volta dan sel elektrolisis keduanya terdiri dari ( Persamaan ) (1) Elektrolit : zat yang membawa muatan listrik (2) elektroda : zat yang merupakan media untuk transfer lektron (3) proses : oksidasi : terjadi di anoda reduksi : terjadi di katoda SEL GALVANI ( SEL VOLTA )

  Prinsip dasar: Semua logam dalam air (larutan) akan melepaskan elektron.

   (teroksidasi )

  2+ n+ + 2e M(s)  M + ne ; Fe Fe tidak sama , karena  Kemampuan setiap logam untuk melepas elektron potensial setiap logam tidak sama. Kemampuan logam untuk melepas elektron tersebut disusun sebagai Deret Volta (Deret Nernst). K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

  

Makin ke kiri :Potensial oksidasi logam >>> (makin mudah melepas

elektron)

    Na e Contoh: Sebatang logam Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO

• + + + Misalnya : K (s) + e lebih mudah dibandingkan : Na (s)  K

  4 Zn 2+ 2+

  Zn (aq) + 2e Zn(s)

  Zn + 2e Larutan ZnSO

4 Potensial Sel (E sel )

  o

  2+

  Zn (red) = -1,65 V Zn + 2e

  E

  Zn

  o

  2+

  Cu (red) = + 0,71V Cu + 2e

  E

  Cu

• - Potensial oksidasi logam = potensial reduksi ionnya atau E = - E oks red

  2+

• 2e ………………E (oks) = +1,65 V Sehingga: Zn  Zn

Zn Cu

  (-) (+)

  Anoda Katoda

  2+

  Zn + 2e

  2+

  Cu +2e Larutan ZnSO

4 Larutan CuSO

  4 2+

2+

  Zn (s) Zn + 2e

  Cu + 2e Cu (s) Oksidasi Reduksi

  Reaksi sel:

  2+

  Zn (s) Zn

• 2e (Oksidasi) E = + 165 V

  2+

  Cu + 2e Cu (s) (Reduksi) E = 0,71 V

  2+ 2+

  Zn (s) + Cu Zn

• Cu (s) (Redoks) E = 2,36 V

  Potensial sel volta tergantung pada: 1. macam logam yang digunakan (seberapa jauh perbedaannya pada deret volta) 2. konsentrasi (molar) elektrolitnya. o (E = aV) x+ x+

  L logam L dalam larutan L

  o (E = bV)

  y+ y+

  M

  Logam M dalam larutan M y+ Bila b > a, maka M akan direduksi, sehingga terjadi reaksi sebagai berikut. y+ M reduksi ] x (x) + y e  M(s) x+

• + x e oksidasi ] x (y)

  L(s)  L +

  y+ x+ x M + y L(s)  xM(s) + y L

  volt

  x+ y o o 0,06 (L )

  Jika konsentrasi ion-ion = 1 M , rumus di atas dapat disederhanakan menjadi :

  E =(E -E )- log sel M L y+ x

  (x)(y) (M )

  E = E - E dengan E > E dan E adalah E red

  sel

  1

  2

  

1

  2 Notasi Sel Notasi sel adalah penulisan skematis tentang suatu sel volta dengan ketentuan berikut: (1) sisi kiri dan kanan dipisahkan oleh jembatan garam yang ditandai sebagai 

  (2) sisi kiri menunjukkan proses oksidasi (3) sisi kanan menunjukkan proses reduksi Untuk sel di atas,notasi sel: 2+ 2+

  Zn / Zn // Cu / Cu (Oksidasi) (Reduksi)

  Contoh: o

  2+

  Fe dalam Fe (1M) ; E = -1,60 V

  Fe

  o

• Ag dalam Ag + (0,1M) ; E = +0,80 V

  Ag

• 2+

  Reaksi: Ag

• e  Ag (s) ]2x
>2e Fe (s) 
• 2e

  2Ag

• Fe (s)  2Ag (s)
• 2+

  Notasi sel: Fe / Fe // 2Ag / 2Ag Potensial sel: _{2 } o o ,

  06 [ Fe ]

• E = (

  E

  Sel E ² A  Fe

  2

  ) - log [ Ag ]

  1 ,

06 E = {0,80 – (-1,60)} - log

  ^{2 = 2,34 V}

  sel

  2 ( , 1 ) o o Besarnya potensial reduksi standar (E ) pada 25 C untuk beberapa ion logam seperti berikut ini. o

  Reaksi setengah sel E (Volt)

• K
• 2,92
• e  K

  2+

  Ba - 2,91

• 2e  Ba Sr - 2,89
• 2e  Sr

  2+

  Ca - 2,87

• 2e  Ca
• Na
• 2,71
• e  Na

  H + e  H  0,0 + 2+

  Cu + 0,71

• 2e  Cu

  2+

  Hg + 0,79

• 2e  Hg Ag + 0,80
• e  Ag

  

Makin besar (makin positif) potensial reduksi suatu zat maka makin mudah direduksi, dan

sebaliknya.

  Contoh sel Volta

1. Baterei (sel kering)

  Sel kering sebenarnya tidak kering sama sekali, akan tetapi elektrolitnya merupakan serbuk basah yang mengandung amonium klorida dan seng klorida (pasta). Susunan selnya dapat dituliskan sebagai berikut. Zn : MnO , NH Cl , ZnCl (pasta) : C (grafit)

  2

  4

  2 Reaksi yang terjadi di : 2+

  Anoda (-): + 2e Zn (s)  Zn

• 4

  Katoda (+):

  2 NH + 2MnO (g) + Mn O + H O

  2 (s) + 2e  2NH

  3

  2

  3

  2

• 2+

  Reaksi total: Zn (s) + 2 NH + 2MnO + 2NH (g) + Mn O + H O (l)\

  4 2 (s)  Zn

  3

  2

  3

  2 Dalam sel kering alkalin, ammonium klorida digantikan dengan kalium hidroksida, yang reaksi

  totalnya sebagai berikut:

• Zn + 2 MnO (s) + H (s) + Mn O (s) + 2 OH (aq)

  2

2 O (l)  Zn(OH)

  

2

  2

  3 Dari reaksi total itu dapat dilihat bahwa senyawa yang larut tidak ikut dalam reaksi, sehingga konsentrasi tidak berubah secara signifikan. Dengan demikian sel ini memiliki tegangan yang lebih stabil.

2. Aki ( sel sekunder)

  Aki disebut sel sekunder, karena dapat diisi ulang setelah energi listriknya habis. Reaksi pada saat penggunaan dan isi ulang dapat dituliskan sebagai berikut.

a. Pada saat sebagai sumber listrik:

  Notasi sel: Pb / H

2 SO

  4

  2

  (  1,3) / PbO

  2-

  Anoda (-) : Pb (s) + SO (s) + 2e

  4

  4

   PbSO

• 2

  2-

  Katoda (+): PbO

• (s) + 4 H + SO (s) + 2H O

  4 + 2e  PbSO

  

4

  2 2- +

  Pb (s) + PbO

  2 (s) + 4 H + 2SO

  4 4 (s) + 2H

  2 O

   2PbSO

  Pada saat diisi: 2-

• 4

  2 PbSO (s) + 2 H (s) + 4H + 2 SO

2 O + Energi ( listrik )  Pb (s) + PbO

  2

  4 SEL ELEKTROLISIS

• Pada sel elektrolisis terjadi perubahan : energi listrik menjadi energi kimia ; energi listrik digunakan untuk proses k
• - Ketentuan pada Elektrolisis :

  A. Proses di Katoda: ( = Reduksi )

  Bentuk zat :

  n+ (1) Leburan: semua kation direduksi ( M

• n e  M ) Misalnya : Na + e Na
• (2) Larutan:
• 2 (g)
• a). Asam : H dari asam , direduksi : 2H
• 2e  H

  b). Tidak semua kation logam direduksi :

  2+ 3+ + +

• Ion-ion logam golongan IA, IIA, dan IIIA, ( misalnya Na , K , Ca , Al ) :

  o o

• tidak direduksi, karena E nya < E H O

  2

• 2 O + 2e  H
• - yang direduksi adalah pelarutnya : 2H (g) + 2OH

  2

  c). Kation lainnya ( bukan go; I, II, dan III – A ) : DIREDUKSI

  2+

• contoh : Cu + 2e  Cu (s)

  B. Proses di Anoda ( Oksidasi )

  1. Anoda inert / stabil (C, Pt)

  a). OH dari basa: 4OH

  2 O + O 2 (g) + 4e

   2H

• - - -

  b. anion tanpa O (“…….ida”) , seperti Cl , Br , I : 2Cl (g) + 2e  Cl

  2 2-

  c). anion dengan O ( SO , NO ): 2H (g) + 4H

• 4e

  4

  3

  2 O  O

  

2

• Contoh-contoh Prosses Elektrolisis
• e )

  2. Anoda tak inert, ( selain C , Pt ) misal Ag, Cu, Au, : DIOKSIDASI ( mis : Ag  Ag

  1. Elektrolisis Leburan NaCl Garam NaCl sebelumnya dilelehkan (tanpa penambahan air). Elektroda yang digunakan biasanya Pt (inert) atau karbon.

• (-) Pt (+)

  Pt Anoda

  Katoda

  Na Cl Reaksi yang terjadi:

• Zat: ] 2x
• Cl NaCl (l)  Na

  Pada katoda: Na ] 2x

• e  Na (s)

  2Cl (g)

• Pada anoda:
• 2e  Cl +

  2 2 (g)

  2NaCl (l)  2 Na (s) + Cl

  2. Elektrolisis Larutan NaCl Berbeda dengan leburan, maka dalam larutan terdapat H O. Dengan demikian dalam larutan

  2

  terjadi peruraian seperti berikut:

• Cl
• NaCl  Na H O H + OH
• 2 

  Untuk mengetahui reaksi yang terjadi pada elektroda (elektroda Pt) perlu diketahui lebih dulu potensial reduksi standar berikut:

• o

  o

  Na + e Na (s) ; E = -2,71 V

  

• 2 O + 2e 

  H

  H

  2 (g) + 2OH ; E = -0,83 V o o

  E H O > E Na , sehingga H O lebih mudah direduksi dari pada Na . Jadi tidak

  2

  2 memungkinkan dalam reaksi ini terjadi logam natrium seperti pada elektrolisis leburan NaCl.

  Selama elektrolisis terjadi reaksi sebagai berikut: NaCl (aq) Na + Cl

  

  2X

2 O + 2e 

  H

  2 (g) + 2OH

• Pada katoda: 2H
• 2

  Pada anoda:

  2Cl Cl (g) + 2e

  

• 2NaCl (aq) +2H O

  2 Na + H (g) + 2OH (g)

  2

  

  

2

  2

• Cl

  Gas H dan Cl

  2 2 ditampung secara terpisah, sehingga di dalam larutan kaya akan Na dan OH yang kemudian dapat dipekatkan menghasilkan NaOH.

  3. Elektrolisis Larutan K SO

  2

  4 Reaksi yang terjadi:

• -

  2

  2K + SO

• Zat: K SO (aq)

  4 

4 Katoda :

• 2 

  2H O + 2e H (g) + 2OH

  

2 

  2X

• +

  Anoda:

  2H

  2 O  O + 2 (g) + 4H + 4e

  K SO (aq) + 2 H O

  2K + SO (g) + 2OH (g) + 4 H

  2

  4 2 

  

4

  2

  2

• H + O Atau

  2 H

  2 O H 2 (g) + O 2 (g) 

  4. Elektrolisis Larutan CuSO

  4 Elektroda yang digunakan bukan C atau Pt, melainkan elektroda Ag (dapat dioksidasi).

  Reaksi yang terjadi:

  2+ 2-

  CuSO

  4 (aq) Cu + SO

  4 

  2+

  di katoda: Cu + 2e Cu(s)

  

•  2X

  di anoda: Ag(s) Ag + e

  

• 2+

  Cu + 2 Ag(s) Cu(s) + 2 Ag

• Penggunaan sel elektrolisis

  

  Untuk penyepuhan atau pelapisan logam: Hukum Faraday I:

  Jumlah zat yang dioksidasi atau direduksi pada masing-masing elektroda selama proses elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel.

  

Satu faraday adalah besarnya arus listrik yang digunakan untuk mereduksi satu mol ekivalen zat

pada katoda atau mengoksidasi satu mol ekivalen zat di anoda.
• * Arus 1 faraday  1 mol elektron  1 molek zat.
• Arus x faraday  x mol elektron  x molek zat  x/n mol zat (n = jumlah e yang ditangkap/ dilepas oleh suatu zat ). (  berarti : setara / menghasilkan )

  Ar.i.t

  Massa logam yang diendapkan di katoda: m =

  nF

  m = massa logam yang diendapkan (g) Ar = Ar logam n = elektron yang ditangkap i = arus (amper) t = waktu (detik) F = bilangan Faraday (96.500 Coulomb)

  Contoh : Berapa gram Cu yang diendapkan di katoda jika larutan Cu(NO ) dialiri arus

  3

  2

  sebesar 4 Faraday ? ( Ar Cu = 63,5 )

• 2+

  Jawab: Cu(NO

  3 ) 2 + 2NO 3 , n = 2

   Cu Arus 4 F = 4 molek Cu = 4/2 mol = 4/2 x 63,5 = 127 gram.

  Hk. Faraday II : Massa logam-logam yang mengendap di katode pada proses elektrolisis sebanding dengan berat ekivalennya atau dirumuskan sebagai : m : m = e : e atau e = berat ekivalen logam 1

  1

  2

  1

  2

  1

  atau e

  2 = berat ekivalen logam 2 Ar Ar ₁

₂

  :

  m

  1 : m 2 = Ar 1 = Ar logam 1 n n _{1 2} Ar = Ar logam 2

  2

  n

  1 = BO logam 1

  n = BO logam 2

  2 SOAL-SOAL LATIHAN REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

  1. a) Tentukan BO. N dalam : NH , N O , dan Ca(NO )

  3

  2

  3

  3

  2

  2 dan MnO

• b) Tentukan BO. Mn dalam MnO

4 Tentukan BO Cl dalam Cl , NaClO dan ClO

• 2. Tentukan : a) proses oksidasi – reduksi b) oksidator dan reduktor c) perubahan BO-nya dari reaksi berikut

  2

  2

  

4

  c)

  Cu + H

2 SO

  4 CuSO 4 + SO 2 + H

  2 O

  3. a. Apa dasar penyusunan logam pada Deret Volta ?

  b. Urutkan unsur-unsur ogam berikut (mulai dari yang terkecil) menurut kemampuannya untuk dioksidasi

  4. Definisan potensial suatu sel elektrokimia

• 3+

  5. Dari reaksi : Fe (s) +

  3 Ag + 3 Ag (s) ;  Fe

• 3+

  jika E Fe / Fe = a volt dan E Ag / Ag = b volt dan a > b maka :

  a. logam apa yang berungsi sebagai anoda

  b. logam apa yang berfungsi sebagai katoda

  c. tuliskan notasi selnya

  d. hitung potensil selnya ( konsentrasi ion-ion logam = 1 M )

  3+

  e. hitung otensial selnya jika : [ Fe ] = 0,1 M dan [ ag ] = 0,2 M

• 6. Pada proses elektrolisis, di tode terjadi reduksi dan di anoda terjadi oksidasi . Jelaskan mengapa

  Na dari leburan NaCl direduksi sedangkan ion Na dari larutan NaCl tidak direduksi

• 7. Jika potensial proses ; H 2 (g) = 0 volt
• e  ½ H

  a. berapa potensial larutan ion-ion logam yang dapat direduksi , berikan 5 contoh ion-ion logam tsb

  b. berapa potensial ion-ion logam yang tidak dapat direduksi ; berikan 5 contoh on-ion logam tsb 8. tuliskan proses elektrolisis dari :

  a. leburan KBr ( elektrode C )

  b. larutan Ca(NO

  3 ) 2 ( elektrode Pt )

  c. larutan FeSO

  4 ( elektrode Cu )

  9. Berapa gram Ni ( Ar = 60 ) dari larutan NiSO yang menenmpel di katode pada elektrolisis

  4

  menggunakan arus 10 F

  10. Berapa menit waktu penyepuhan cincin temaga dengan emes agar berat cincin bertambah sebesar 10 g ? ( Ar. Au = 197 ) larutan penyepuh adalah Au(NO

  3 ) 3 dengan kuat rus 199 mA