12penyerataan reaksi redoks
REDOKS DAN
SEL ELEKTROKIMIA
Putri Anjarsari, S.Si., M.Pd
putri_anjarsari@uny.ac.id
PENYETARAN REAKSI
REDOKS
Dalam menyetarakan reaksi redoks
JUMLAH ATOM dan MUATAN
harus sama
Metode ½ Reaksi
Langkah-langkah:
1. Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi
2. Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya.
3. Samakan Jumlah O dan H dengan cara:
a. Suasana Asam
* Samakan O dengan menambahkan H2O
* Samakan jumlah H dengan Menambah H+
b. Suasana Basa
* Samakan O dengan menambah OH- sebanyak 2 x
kekurangannya.
* Samakan H dengan menambahkan H2O
4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e- )
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
Mn2+
+7
+2
+2
½ Red,
MnO4-
½ Oks,
Fe2+
+ 8 H+ + 5 e -
½ Red,
MnO4- +
½ Oks,
5 Fe2+
8 H+ + 5 e -
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Fe3+
+
+3
Mn2+
+ 4 H 2O
Fe+3
+ e
x1
x5
Mn2+ + 4 H2O
5 Fe+3 + 5 e Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
MnO2
+7
+2
+4
Fe3+
+
+3
½ Red,
MnO4- + 2 H2O + 3 e -
MnO2
½ Oks,
Fe2+
Fe+3
½ Red,
MnO4- + 2 H2O + 3 e -
½ Oks,
3 Fe2+
MnO4- + 3 Fe2+ + 2 H2O
+ 4 OH+e
x1
x3
MnO2+ + 4 OH3 Fe+3 + 3 e MnO2 + 3 Fe3+ + 4 OH-
Metode Bilangan Oksidasi
1. Tentukan reaksi ½ Reaksi redusi dan ½ Reaksi
oksidasi’
2. Samakan atom-atom yang berubah biloksnya.
3. Tentukan perubahan biloksnya.(dikalikan
dengan jumlah atomnya)
4. Gunakan perubahan biloksnya sebagai
koefisien dengan cara menyilangkan.
5. Setarakan muatanya, dalam suasana basa
dengan OH-, dalam asam dengan H+
(sekaligus menyamakan H dan O )
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
Mn2+
+7
+2
+2
+
Fe3+
+3
Biloks turun 5
Biloks naik 1
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
SEL ELEKTROKIMIA
SEL VOLTA / GALVANI
MENGHASILKAN LISTRIK
SEL ELEKTROLISA
MEMERLUKAN LISTRIK
Sel Galvani
anoda
oksidasi
katoda
reduksi
Reaksi redoks
spontan
19.2
PENULISAN PREAKSI PADA SEL VOLTA
Ada 3 cara penulisan
1. Reaksi elektroda : menggambarkan reaksi pada
masing-masing elektroda
Katoda : Cu2+ + 2 e
Anoda : Zn
Cu
Zn2+ + 2 e
2. Reaksi Sel: Merupakan penjumlahan dari reaksi
elektroda.
Zn + Cu2+
Zn2+ +
Cu
3. Notasi Sel: Menggambarkan perubahan pada
ion-ionnya.
Zn / Zn2+ // Cu2+/ Cu
Standard Reduction Potentials
Standard reduction potential (E0) adalah potensial yang
berkaitan dengan reaksi reduksi pada elektroda bila semua
zat terlarut berkonsentrasi 1 M dan semua gas pada 1 atm.
Reduction Reaction
2e- + 2H+ (1 M)
E0 = 0 V
Standard hydrogen electrode (SHE)
H2 (1 atm)
Potensial Reduksi Standar logam Zn
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Anode (oxidation):
Zn (s)
Cathode (reduction): 2e- + 2H+ (1 M)
Zn (s) + 2H+ (1 M)
Zn2+ (1 M) + 2eH2 (1 atm)
Zn2+ + H2 (1 atm)
19.3
Standard Reduction Potentials
0 = 0.76 V
Ecell
0 )
Standard emf (Ecell
0
0 = E0
Ecell
cathode - Eanode
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
0 = E 0 + - E 0 2+
Ecell
H /H2
Zn /Zn
0 2+
0.76 V = 0 - EZn
/Zn
0 2+
EZn
/Zn = -0.76 V
Zn2+ (1 M) + 2e-
Zn
E0 = -0.76 V
19.3
Standard Reduction Potentials Cu
0 = 0.34 V
Ecell
0
0
o = E
Ecell
cathode - Eanode
0 2+
0
Ecell = ECu
/Cu – EH +/H 2
0
0
0.34 = ECu2+ /Cu - 0
o
ECu 2+ /Cu = + 0.34 V
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
Anode (oxidation):
H2 (1 atm)
Cathode (reduction):
2e- + Cu2+ (1 M)
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M)
2H+ (1 M) + 2eCu (s)
Cu (s) + 2H+ (1 M)
Sel Galvani
Perbedaan potensial listrik
antara katoda dan anoda
disebut:
• cell voltage (potensial sel)
• electromotive force (emf)
(gaya gerak listrik
• cell potential (potensial sel)
Zn (s) + Cu2+ (aq)
Notasi Sel
Cu (s) + Zn2+ (aq)
[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
anoda
katoda
19.2
Berapa E sel yang tersusun atas elektroda Cd dalam
1,0 M Cd(NO3)2 dan elektroda Cr dalam 1,0 M Cr(NO3)3 ?
(Data Eo lihat tabel Hal. 57.)
Cd2+ (aq) + 2e-
Cd (s) E0 = -0.40 V Cd is the stronger oxidizer
Cr3+ (aq) + 3e-
Cr (s)
Anode (oxidation):
E0 = -0.74 V
Cr3+ (1 M) + 3e- x 2
Cr (s)
Cathode (reduction): 2e- + Cd2+ (1 M)
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M)
Cd will oxidize Cr
Cd (s)
x3
3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
0
0 = E0
Ecell
cathode - Eanode
0 = -0.40 – (-0.74)
Ecell
0 = 0.34 V
Ecell
19.3
PERSMAAN NERNST
Untuk kondisi larutan yang tidak standar (konsentrasi
tidak 1 M ) maka Potensial sel ditentukan dengan
persamaan Nernst.
Esel = Eosel -
0,0592
log K
n
EOsel pada keadaan standar (dicari dulu)
n = Jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi
K = Tetapan kesetimbangan
REAKSI AKAN BERLANGSUNG
SPONTAN JIKA MEMILIKI HARGA
EOSEL ( + )
REAKSI TIDAK AKAN
BERLANGSUNG JIKA MEMILIKI
HARGA EOSEL ( - )
DG = -nFEcell
DG0
=
0
-nFEcell
Kespontanan reaksi Redoks
n = jumlah elektron yang diserah terimakan
J
F = 96,500
= 96,500 C/mol
V • mol
0
DG0 = -RT ln K = -nFEcell
0
Ecell
(8.314 J/K•mol)(298 K)
RT
ln K =
ln K
=
n (96,500 J/V•mol)
nF
0
Ecell
=
0
Ecell
0.0257 V
ln K
n
0.0592 V
log K
=
n
SEL KOMERSIAL
Batteries
Dry cell
Leclanché cell
Zn (s)
Anode:
Cathode:
2NH+4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e-
Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s)
Zn2+ (aq) + 2eMn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)
Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Batteries
Mercury Battery
Anode:
Cathode:
Zn(Hg) + 2OH- (aq)
HgO (s) + H2O (l) + 2eZn(Hg) + HgO (s)
ZnO (s) + H2O (l) + 2eHg (l) + 2OH- (aq)
ZnO (s) + Hg (l)
Batteries
Solid State Lithium Battery
Batteries
Lead storage
battery
Anode:
Cathode:
Pb (s) + SO2-4 (aq)
PbSO4 (s) + 2e-
PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO24 (aq) + 2e
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO42- (aq)
PbSO4 (s) + 2H2O (l)
2PbSO4 (s) + 2H2O (l)
Batteries
A fuel cell is an
electrochemical cell
that requires a
continuous supply of
reactants to keep
functioning
Anode:
Cathode:
2H2 (g) + 4OH- (aq)
O2 (g) + 2H2O (l) + 4e2H2 (g) + O2 (g)
4H2O (l) + 4e4OH- (aq)
2H2O (l)
SEL ELEKTROLISIS
Kutub +
Kutub Terjadi persaingan
untuk mengalami
Terjadi persaingan
untuk mengalami
Siapa
yang menang ?
Siapa
yang menang ?
Reduksi.
Oksidasi.
H 2O
H 2O
SO42SO42-
H 2O
H 2O
H+
H+
H+
Larutan H2SO4
REAKSI PADA ELEKTRODA
Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis
kationnya (ion positif)
* ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak
direduksi yang direduksi air.
H2 (g) + 2 OH-
2H2O + 2 e
* Kation lain akan direduksi.
Mx+ + x e
M
REAKSI PADA ANODA
Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakan dan jenis
anionnya.
Sisa asam Oksi tidak dioksidasi
yang dioksidasi air (SO42- NO3- )
Inert, C, Pt, Au
Anion
2H2O
4H+ + 2 O2 + 4e
Sisa asam lain dan OHdioksidasi
Anoda
2 X-
Anoda tidak inert akan teroksidasi
M
Mx+ + x e
X2 (g) +2e
Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan
anoda pada lektrolisis:
a. Larutan KCl elektroda grafit.
b. Larutan K2SO4 elektroda grafit.
c. Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu
d. Lelehan MgCl2 eletroda platina
e. Larutan NaOH elektroda grafit
Jawab
A. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OHAnoda (+) Anoda
2 Cl- -------- Cl2 + 2 e
B. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OHAnoda (+) Anoda
2 H2O -------- O2 + 4 H+ 4 e
C. Katoda (-) Reduksi Cu2+ + 2 e ------- Cu
Anoda (+) Anoda
Cu
----------- Cu+2 + 2e
D. Katoda (-) Reduksi Mg2+ + 2 e ------- Mg
Anoda (+) Anoda
2 Cl- -------- Cl2 + 2 e
HUKUM FARADAY
Hukum Faraday I :
Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding
lurus dengan jumlah listrik ( Q ) yang digunakan.
G
≈
Q
Q = i. t
G = i. t
Kuat Arus
Hukum Faraday II :
Waktu (detik)
Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding
lurus dengan massa ekivalen zat itu.
G ≈ ME
G = k . i. t . E
Ar
ME =
Biloks
1
k=
G =
96500 C
i. t . E
96500 C
Hubungan kwantitatif jumlah arus,
mol e-, pH dan volum gas
F=
F=
i. t
96500 C
Mol e- =
i. t
C
96500 C
96500 C
C
Mol e- =
F = mol e-
96500 C
Dengan konsep Stoikiometri kita dapat mengubah mol epH
Mol H+ / OHMol eMol Zat
Massa / Volume
Soal:
Jika kuat arus sebesar 5 Amper dilewatkan kedalam 1
liter larutan CuSO4 selama 5 menit dengan
menggunakan elektroda Pt. Maka tentukanlah :
a. Reaksi elektrodanya
b. Massa endapan yang terbentuk. Ar Cu 63,5
c. Volume gas yang terbentuk. Diukur pada suhu
27 oC tekanan 1 atm.
d. pH larutan setelah elektrolisis. (volume larutan
dianggap idak berubah).
Kerjakan soal-soal latihan yang ada
pada buku ! No 45 s/d 50
Menurut Hukum Faraday II.
Massa zat yang dihasilkan dalam
elektrolisis berbanding lurus dengan
Massa Ekivalen zat.
Untuk beberapa sel yang disusun seri berlaku :
G1 : G2 = E1 : E2
ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL
DIAFRAGMA
2 Cl-
Cl2(g) + 2 e-
2 H2O + 2 e-
H2 + 2 OH-
Pada Ruang katoda dihasilkan larutan
NaOH yang tercampur dengan NaCl
Purification of Metals
Distillation
Ni (s) + 4CO (g)
NiCO4 (g)
200 0C
70 0C
NiCO4 (g)
Ni (s) + 4CO (g)
Electrolysis
Cu (s) (impure)
Cu2+ (aq) + 2e-
Cu2+ (aq) + 2eCu (s) (pure)
Zone refining
Prinsp :
logam yang akan dimurnikan harus
dipasang sebagai ANODA
Sebagai katoda harus logam murni.
20.2
ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL
MERCURI
Anoda
Hg bertindak sebagai katoda
Sebagai hasil sampingan adalah Campuran NaOH
dan NaCl.
Bagaimana memisahkannya ?
Industrial
Electrolysis Processes
Corrosion
RUSAKNYA PERMUKAAN LOGAM AKIBAT REAKSI
DENGAN UDARA ( O2 dibantu air)
PERLINDUNGAN KATODA / PENGORBANAN ANODA
Prinsip : Logam yang lebih reaktif (Eo kecil) akan lebih dahulu
berkarat.
Syarat : Logam yang akan digunakan untuk melindungi harus lebih
reaktif
Anoda dikorbankan untuk
melindungi Katoda
SEL ELEKTROKIMIA
Putri Anjarsari, S.Si., M.Pd
putri_anjarsari@uny.ac.id
PENYETARAN REAKSI
REDOKS
Dalam menyetarakan reaksi redoks
JUMLAH ATOM dan MUATAN
harus sama
Metode ½ Reaksi
Langkah-langkah:
1. Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi
2. Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya.
3. Samakan Jumlah O dan H dengan cara:
a. Suasana Asam
* Samakan O dengan menambahkan H2O
* Samakan jumlah H dengan Menambah H+
b. Suasana Basa
* Samakan O dengan menambah OH- sebanyak 2 x
kekurangannya.
* Samakan H dengan menambahkan H2O
4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e- )
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
Mn2+
+7
+2
+2
½ Red,
MnO4-
½ Oks,
Fe2+
+ 8 H+ + 5 e -
½ Red,
MnO4- +
½ Oks,
5 Fe2+
8 H+ + 5 e -
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Fe3+
+
+3
Mn2+
+ 4 H 2O
Fe+3
+ e
x1
x5
Mn2+ + 4 H2O
5 Fe+3 + 5 e Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
MnO2
+7
+2
+4
Fe3+
+
+3
½ Red,
MnO4- + 2 H2O + 3 e -
MnO2
½ Oks,
Fe2+
Fe+3
½ Red,
MnO4- + 2 H2O + 3 e -
½ Oks,
3 Fe2+
MnO4- + 3 Fe2+ + 2 H2O
+ 4 OH+e
x1
x3
MnO2+ + 4 OH3 Fe+3 + 3 e MnO2 + 3 Fe3+ + 4 OH-
Metode Bilangan Oksidasi
1. Tentukan reaksi ½ Reaksi redusi dan ½ Reaksi
oksidasi’
2. Samakan atom-atom yang berubah biloksnya.
3. Tentukan perubahan biloksnya.(dikalikan
dengan jumlah atomnya)
4. Gunakan perubahan biloksnya sebagai
koefisien dengan cara menyilangkan.
5. Setarakan muatanya, dalam suasana basa
dengan OH-, dalam asam dengan H+
(sekaligus menyamakan H dan O )
Setarakan reaksi :
MnO4- +
Fe2+
Mn2+
+7
+2
+2
+
Fe3+
+3
Biloks turun 5
Biloks naik 1
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
SEL ELEKTROKIMIA
SEL VOLTA / GALVANI
MENGHASILKAN LISTRIK
SEL ELEKTROLISA
MEMERLUKAN LISTRIK
Sel Galvani
anoda
oksidasi
katoda
reduksi
Reaksi redoks
spontan
19.2
PENULISAN PREAKSI PADA SEL VOLTA
Ada 3 cara penulisan
1. Reaksi elektroda : menggambarkan reaksi pada
masing-masing elektroda
Katoda : Cu2+ + 2 e
Anoda : Zn
Cu
Zn2+ + 2 e
2. Reaksi Sel: Merupakan penjumlahan dari reaksi
elektroda.
Zn + Cu2+
Zn2+ +
Cu
3. Notasi Sel: Menggambarkan perubahan pada
ion-ionnya.
Zn / Zn2+ // Cu2+/ Cu
Standard Reduction Potentials
Standard reduction potential (E0) adalah potensial yang
berkaitan dengan reaksi reduksi pada elektroda bila semua
zat terlarut berkonsentrasi 1 M dan semua gas pada 1 atm.
Reduction Reaction
2e- + 2H+ (1 M)
E0 = 0 V
Standard hydrogen electrode (SHE)
H2 (1 atm)
Potensial Reduksi Standar logam Zn
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Anode (oxidation):
Zn (s)
Cathode (reduction): 2e- + 2H+ (1 M)
Zn (s) + 2H+ (1 M)
Zn2+ (1 M) + 2eH2 (1 atm)
Zn2+ + H2 (1 atm)
19.3
Standard Reduction Potentials
0 = 0.76 V
Ecell
0 )
Standard emf (Ecell
0
0 = E0
Ecell
cathode - Eanode
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
0 = E 0 + - E 0 2+
Ecell
H /H2
Zn /Zn
0 2+
0.76 V = 0 - EZn
/Zn
0 2+
EZn
/Zn = -0.76 V
Zn2+ (1 M) + 2e-
Zn
E0 = -0.76 V
19.3
Standard Reduction Potentials Cu
0 = 0.34 V
Ecell
0
0
o = E
Ecell
cathode - Eanode
0 2+
0
Ecell = ECu
/Cu – EH +/H 2
0
0
0.34 = ECu2+ /Cu - 0
o
ECu 2+ /Cu = + 0.34 V
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
Anode (oxidation):
H2 (1 atm)
Cathode (reduction):
2e- + Cu2+ (1 M)
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M)
2H+ (1 M) + 2eCu (s)
Cu (s) + 2H+ (1 M)
Sel Galvani
Perbedaan potensial listrik
antara katoda dan anoda
disebut:
• cell voltage (potensial sel)
• electromotive force (emf)
(gaya gerak listrik
• cell potential (potensial sel)
Zn (s) + Cu2+ (aq)
Notasi Sel
Cu (s) + Zn2+ (aq)
[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
anoda
katoda
19.2
Berapa E sel yang tersusun atas elektroda Cd dalam
1,0 M Cd(NO3)2 dan elektroda Cr dalam 1,0 M Cr(NO3)3 ?
(Data Eo lihat tabel Hal. 57.)
Cd2+ (aq) + 2e-
Cd (s) E0 = -0.40 V Cd is the stronger oxidizer
Cr3+ (aq) + 3e-
Cr (s)
Anode (oxidation):
E0 = -0.74 V
Cr3+ (1 M) + 3e- x 2
Cr (s)
Cathode (reduction): 2e- + Cd2+ (1 M)
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M)
Cd will oxidize Cr
Cd (s)
x3
3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
0
0 = E0
Ecell
cathode - Eanode
0 = -0.40 – (-0.74)
Ecell
0 = 0.34 V
Ecell
19.3
PERSMAAN NERNST
Untuk kondisi larutan yang tidak standar (konsentrasi
tidak 1 M ) maka Potensial sel ditentukan dengan
persamaan Nernst.
Esel = Eosel -
0,0592
log K
n
EOsel pada keadaan standar (dicari dulu)
n = Jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi
K = Tetapan kesetimbangan
REAKSI AKAN BERLANGSUNG
SPONTAN JIKA MEMILIKI HARGA
EOSEL ( + )
REAKSI TIDAK AKAN
BERLANGSUNG JIKA MEMILIKI
HARGA EOSEL ( - )
DG = -nFEcell
DG0
=
0
-nFEcell
Kespontanan reaksi Redoks
n = jumlah elektron yang diserah terimakan
J
F = 96,500
= 96,500 C/mol
V • mol
0
DG0 = -RT ln K = -nFEcell
0
Ecell
(8.314 J/K•mol)(298 K)
RT
ln K =
ln K
=
n (96,500 J/V•mol)
nF
0
Ecell
=
0
Ecell
0.0257 V
ln K
n
0.0592 V
log K
=
n
SEL KOMERSIAL
Batteries
Dry cell
Leclanché cell
Zn (s)
Anode:
Cathode:
2NH+4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e-
Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s)
Zn2+ (aq) + 2eMn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)
Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Batteries
Mercury Battery
Anode:
Cathode:
Zn(Hg) + 2OH- (aq)
HgO (s) + H2O (l) + 2eZn(Hg) + HgO (s)
ZnO (s) + H2O (l) + 2eHg (l) + 2OH- (aq)
ZnO (s) + Hg (l)
Batteries
Solid State Lithium Battery
Batteries
Lead storage
battery
Anode:
Cathode:
Pb (s) + SO2-4 (aq)
PbSO4 (s) + 2e-
PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO24 (aq) + 2e
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO42- (aq)
PbSO4 (s) + 2H2O (l)
2PbSO4 (s) + 2H2O (l)
Batteries
A fuel cell is an
electrochemical cell
that requires a
continuous supply of
reactants to keep
functioning
Anode:
Cathode:
2H2 (g) + 4OH- (aq)
O2 (g) + 2H2O (l) + 4e2H2 (g) + O2 (g)
4H2O (l) + 4e4OH- (aq)
2H2O (l)
SEL ELEKTROLISIS
Kutub +
Kutub Terjadi persaingan
untuk mengalami
Terjadi persaingan
untuk mengalami
Siapa
yang menang ?
Siapa
yang menang ?
Reduksi.
Oksidasi.
H 2O
H 2O
SO42SO42-
H 2O
H 2O
H+
H+
H+
Larutan H2SO4
REAKSI PADA ELEKTRODA
Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis
kationnya (ion positif)
* ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak
direduksi yang direduksi air.
H2 (g) + 2 OH-
2H2O + 2 e
* Kation lain akan direduksi.
Mx+ + x e
M
REAKSI PADA ANODA
Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakan dan jenis
anionnya.
Sisa asam Oksi tidak dioksidasi
yang dioksidasi air (SO42- NO3- )
Inert, C, Pt, Au
Anion
2H2O
4H+ + 2 O2 + 4e
Sisa asam lain dan OHdioksidasi
Anoda
2 X-
Anoda tidak inert akan teroksidasi
M
Mx+ + x e
X2 (g) +2e
Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan
anoda pada lektrolisis:
a. Larutan KCl elektroda grafit.
b. Larutan K2SO4 elektroda grafit.
c. Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu
d. Lelehan MgCl2 eletroda platina
e. Larutan NaOH elektroda grafit
Jawab
A. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OHAnoda (+) Anoda
2 Cl- -------- Cl2 + 2 e
B. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OHAnoda (+) Anoda
2 H2O -------- O2 + 4 H+ 4 e
C. Katoda (-) Reduksi Cu2+ + 2 e ------- Cu
Anoda (+) Anoda
Cu
----------- Cu+2 + 2e
D. Katoda (-) Reduksi Mg2+ + 2 e ------- Mg
Anoda (+) Anoda
2 Cl- -------- Cl2 + 2 e
HUKUM FARADAY
Hukum Faraday I :
Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding
lurus dengan jumlah listrik ( Q ) yang digunakan.
G
≈
Q
Q = i. t
G = i. t
Kuat Arus
Hukum Faraday II :
Waktu (detik)
Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding
lurus dengan massa ekivalen zat itu.
G ≈ ME
G = k . i. t . E
Ar
ME =
Biloks
1
k=
G =
96500 C
i. t . E
96500 C
Hubungan kwantitatif jumlah arus,
mol e-, pH dan volum gas
F=
F=
i. t
96500 C
Mol e- =
i. t
C
96500 C
96500 C
C
Mol e- =
F = mol e-
96500 C
Dengan konsep Stoikiometri kita dapat mengubah mol epH
Mol H+ / OHMol eMol Zat
Massa / Volume
Soal:
Jika kuat arus sebesar 5 Amper dilewatkan kedalam 1
liter larutan CuSO4 selama 5 menit dengan
menggunakan elektroda Pt. Maka tentukanlah :
a. Reaksi elektrodanya
b. Massa endapan yang terbentuk. Ar Cu 63,5
c. Volume gas yang terbentuk. Diukur pada suhu
27 oC tekanan 1 atm.
d. pH larutan setelah elektrolisis. (volume larutan
dianggap idak berubah).
Kerjakan soal-soal latihan yang ada
pada buku ! No 45 s/d 50
Menurut Hukum Faraday II.
Massa zat yang dihasilkan dalam
elektrolisis berbanding lurus dengan
Massa Ekivalen zat.
Untuk beberapa sel yang disusun seri berlaku :
G1 : G2 = E1 : E2
ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL
DIAFRAGMA
2 Cl-
Cl2(g) + 2 e-
2 H2O + 2 e-
H2 + 2 OH-
Pada Ruang katoda dihasilkan larutan
NaOH yang tercampur dengan NaCl
Purification of Metals
Distillation
Ni (s) + 4CO (g)
NiCO4 (g)
200 0C
70 0C
NiCO4 (g)
Ni (s) + 4CO (g)
Electrolysis
Cu (s) (impure)
Cu2+ (aq) + 2e-
Cu2+ (aq) + 2eCu (s) (pure)
Zone refining
Prinsp :
logam yang akan dimurnikan harus
dipasang sebagai ANODA
Sebagai katoda harus logam murni.
20.2
ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL
MERCURI
Anoda
Hg bertindak sebagai katoda
Sebagai hasil sampingan adalah Campuran NaOH
dan NaCl.
Bagaimana memisahkannya ?
Industrial
Electrolysis Processes
Corrosion
RUSAKNYA PERMUKAAN LOGAM AKIBAT REAKSI
DENGAN UDARA ( O2 dibantu air)
PERLINDUNGAN KATODA / PENGORBANAN ANODA
Prinsip : Logam yang lebih reaktif (Eo kecil) akan lebih dahulu
berkarat.
Syarat : Logam yang akan digunakan untuk melindungi harus lebih
reaktif
Anoda dikorbankan untuk
melindungi Katoda