Slide 1

Reaksi redoks dan elektrokimia

Yaitu : Sel yang dapat menimbulkan energi listrik melalui proses reaksi kimia (Redoks) SEL ELEKTROKIMIA

Contoh Sel ElektrokimiaSel Primer

Untuk sekali pakaiTidak dapat dicharge

Sel SekunderDapat di ChargeREAKSI REDOKSPerbedaan Reaksi Reduksi dan Oksidasi

ReduksiOksidasiReaksi pelepasan oksigenContoh : 2Fe2O3 4Fe + 3O2Reaksi pengikatan oksigenContoh ; 2Ca + O2 2CaO

Reaksi penerimaan elektronContoh; Cu2+ + 2e CuReaksi pelepasan elektronContoh; Zn Zn2+ + 2e

Reaksi penurunan BiloksContoh; Na+ +1e NaReaksi kenaikan biloksContoh; Ag Ag+ + 1e

METODE PENYETARAAN REAKSIMetode perubahan bilangan oksidasi

Metode ion elektron (setengah reaksi)METODE PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASILangkah-langkah sbb:Tentukan reaksi oksidasi dan reduksi dengan cara melihat perubahan bilangan oksidasi, tuliskan berapa perubahan bilangan oksidasi tersebut.

Samakan jumlah elektron yang dilepaskan dan jumlah elektron yang diterima dengan cara menambahkan koefisien.3. Samakan jumlah muatan ruas kiri dan jumlah muatan ruas kanan dengan cara;Jika muatan di ruas kiri lebih kecil, tambahkan H+Jika muatan di ruas kiri lebih besar, tambahkan OH-4. Akhirnya samakan jumlah atom H di ruas kiri dan ruas kanan dengan cara menambahkan H2O di ruas kanan

CONTOH REAKSI REDOKSSetarakan reaksi; Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+Langkah 1;Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2++2 +7 +3 +2Langkah 2;5Fe2+ + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+Langkah 3;jumlah muatan di ruas kiri = +9jumlah muatan di ruas kanan = +17jadi harus ditambahkan 8H+ di ruas kiri =5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+Langkah 4;Di ruas kiri ada 8 atom H, tambahkan 4H2O di ruas kanan;5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2OMETODE SETENGAH REAKSITuliskan masing-masing setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi dan setarakan unsur yang mengalami perubahan

Tambahkan satu molekul H2O pada; 1. Bagian yang kekurangan satu atom O, untuk suasana asam 2. Bagian yang kelebihan satu atom O, untuk suasana basa3. Setarakan hidrogen dengan menambahkan;Ion H+ untuk suasana asamIon OH- untuk suasana basa

4. Setarakan muatan dengan penambahan elektron

5. Setarakan elektron masing-masing reaksi, kemudian jumlahkan.CONTOH REAKSI REDOKSSetarakan reaksi berikut; ClO3- + S2O32- Cl- + S4O62- (asam)Langkah 1; ClO3- Cl- 2S2O32- S4O62-Langkah 2; ClO3- Cl- + 3H2O 2S2O32- S4O62-Langkah 3; 6H+ + ClO3- Cl- + 3H2O 2S2O32- S4O62-Langkah 4; 6e + 6H+ + ClO3- Cl- + 3H2O 2S2O32- S4O62- + 2eLangkah 5; (6e + 6H+ + ClO3- Cl- + 3H2O)X1 (2S2O32- S4O62- + 2e)X36H+ + ClO3- + 6S2O32- Cl- + 3H2O + 3S4O62-5.1 Sel Galvani dan Sel ElektrolisisSel Galvani merupakan sel elektrokimia yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Dalam sel Galvani, reaksi kimia (berupa reaksi redoks) disusun sedemikian rupa sehingga menghasilkan arus listrik.Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Dalam sel elektrolisis, arus listrik digunakan untuk menjalankan suatu reaksi redoks.Sel galvani memanfaatkan reaksi spontan (G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energilistrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan.

Katoda dan AnodaDalam sel elektrokimia:Katoda: tempat terjadinya reduksiAnoda: tempat terjadinya oksidasi

Sel galvanik

5.3 Notasi SelPada notasi sel, bagian kanan menyatakan katoda, dan bagian kiri menyatakan anoda. Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan dengan || sedangkan batas fasa dinyatakan dengan |.Sebagai contoh, untuk reaksi sel Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ notasi selnya: Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu5.4 Macam-Macam Sel VoltaSel Daniel, aki, batere, sel NiCd, sel hidrogen, sel konsentrasiContoh sel konsentrasi: (dapat ditentukan potensial selnya dengan persamaan Nernst)

STRUKTUR SEL

ELEKTROLITELEKTRODAELEKTRODAASAM SULFAT( + )( - )H+SO42-+-

Sepasang elektrodePenghantar ElektrolitArus DCAnoda Katoda Potensial Elektroda dan Potensial Sel Potensial Elektroda Potensial elektroda () adalah beda potensial suatu elektroda terhadap suatu elektroda baku, yang dalam hal ini digunakan elektroda hidrogen (dengan tekanan gas H2 1 atm, dan konsentrasi H+ 1 M).Potensial elektroda menggambarkan kemampuan suatu spesi untuk mengalami reduksi. Karena itu, disebut juga sebagai potensial reduksi.Potensial elektroda baku (): potensial elektroda pada tekanan 1 atmosfer, dan konsentrasi ion 1 M dan suhu 25C.Deret VoltaDeret Volta merupakan urutan logam-logam (plus hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektroda standarnya.Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Potensial Elektroda StandarPotensial elektroda standar suatu elektroda adalah DGL (Daya Gerak Listrik) suatu sel yang terdiri dari elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hydrogen standar.Sistem elektroda harus reversible secara termodinamikaMn+ + ne M

IUPAC menetapkan untuk menggunakan potensial reduksi atau potensial elektroda EMn+|M = E0 Mn+|M (RT/nF). Ln (1/ aMn+)

EMn+|M = E0 Mn+|M (RT/nF). Ln (1/ {Mn+})

Elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah-reaksi H2 (1 atm) (g) H+ (aq) + e

dan ditetapkan potensial elektroda 0,000 V pada 25 0C. Dengan elektroda pembanding ini dapat diperoleh potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum dalam tabel potensial elektroda standar.Potensial elektroda standar suatu logam adalah beda potensial antara elektroda hydrogen standar dengan setengah-sel yang terdapat logam tercelup dalam larutannya dengan konsentrasi 1 molar pada 25 0C atau dengan kata lain DGL sel.

Pt {H2 (g)} | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s)Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s)

Tabel potensial standar dalam air pada 250C

DERET VOLTALi, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, H2O, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Dari kiri ke kanan* Eo semakin positip* Semakin mudah mengalami reaksi reduksi* Semakin bersifat oksidator* Semakin tidak reaktif* Semakin bersifat kutub positip dalam sel (katoda)Jadi bila, Cu 2+(aq)+ 2Na(s) Cu(s) + 2Na+(aq) Dapatkah reaksi tersebut berlangsung ?Unsur logam manakah yang lebih bersifat oksidator ?Unsur logam manakah yang lebih bersifat anoda dalam sel ?POTENSIAL SEL Cu2+ + 2e- Cu Eo = 0,34 V Ni Ni2+ + 2e- Eo = 0,25 V______________________________________________________Cu2+ + Ni Cu + Ni2+ E sel = 0,59 VA. SEL PRIMER (Volta)( + )( - )Dari data Potensial Reduksi ke-2 elektroda

Cu2+ + 2e- Cu Eo= +0,34 V Ni2+ + 2e- Ni Eo= - 0,25 V

Maka Elektroda Cu lebih mudah mengalami reduksi dibanding- kan Elektroda Ni. Sehingga Cu adalah Kutub Katoda (+) danNi adalah Kutub Anoda (-)Sehingga reaksi Sel dan Potensialnya adalah :

B. SEL PRIMER (Dry Cell)Anode (-): Zn Zn2+ + 2e- Eo = +1,2 VKatode (+) : 2 MnO2 + 2H+ + 2e- Mn2O3 + H2O Eo = +0,3 V____________________________________________________________ Zn + 2MnO2 + 2H+ Zn2+ + Mn2O3 + H2O E sel = 1,5 V

NH4ClMnO2H2OZnCl2CarbonSengElektrolitnya bersifat asamC. SEL PRIMER (Alkaline)Potensialnya lebih konstan karena tidak melibatkan ion di elektrodanya Arus yang dihasilkan juga lebih besar karena Anoda Seng-nya berporisehingga memperluas permukaan anodaUsia pemakaian batere lebih tahan lamaAnode (-) : Zn + 2OH- ZnO + H2O + 2e- Eo = +1,2 VKatode (+) : 2 MnO2 + 2H2O + 2e- Mn2O3 + 2OH- Eo = +0,3 V____________________________________________________________Zn + 2MnO2 ZnO + Mn2O3E sel = 1,5 VElektrolitnya basa KOH

D. SEL SEKUNDER (ACCUMULATOR)

Anode (-): Pb + SO42- PbSO4 + 2e- Eo = +0,126 VKatode (+) : PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e- PbSO4 + 2H2O Eo = +1,874 V___________________________________________________________________ Pb + PbO2 + 2SO42- + 4H+ 2PbSO4 + 2H2O E sel = +2,0 V

Saat aki diisi ulang, terjadi reaksi sebaliknya : PbSO4 + 2H2O Pb + PbO2 + 2SO42- + 4H+Bila 6 sel disusun secara seri, akan dihasilkan potensial 12 VE. SEL SEKUNDER (Ni-Cd)Merupakan sel kering yang dapat diisi kembaliAnode (-): Cd + 2OH- Cd(OH)2 + 2e- Eo = + VKatode (+) : NiO2 + 2H2O + 2e- Ni(OH)2 + 2OH- Eo = + V____________________________________________________________ Cd + NiO2 + 2H2O Cd(OH)2 + Ni(OH)2E sel = 1,4 V

Dipakai pada : kalkulator, kamera digitalPotensial sel bertahan sangat konstan selama pemakaianElektrolitnya basaMANFAAT POTENSIAL ELEKTRODA1. Membandingkan kekuatan relatif oksidator dan reduktor,

Contoh:Li+ + e Li (s)E0 = -3,15 V F2 (g) + e F- (s) E0 = +2,87 V

F2 adalah oksidator yang lebih kuat dibandingkan dengan Li+Li adalah reduktor yang lebih kuat dibandingkan dengan F-2. Menghitung DGL selDGL sel adalah selisih aljabar antara dua potensial elektrodaDGL standar sel = selisih potensial elektroda standar antara elektroda kanan (positif, katoda) dengan elektroda kiri (negative, anoda)

Contoh:Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s), E0 = +1,10VE0 sel = E0 Cu2+/Cu - E0 Zn2+/ZnE0 sel = E0 Kanan - E0 KiriE0sel = E0Katoda - E0AnodaE0 sel = 0,34 (-0,76) = +1,1 V

3. Meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung atau tidak menggunakan besaran termodinamika perubahan energi Gibbs

G = - n F ESuatu reaksi berlangsung spontan jika G < 0 atau E > 0Contoh:MnO4- + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O,E0= +1,52 V Fe3+ + e Fe2+, E0= +0,77 VReaksi sel:MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ Mn2+ + + 5 Fe3+ + 4 H2OE0 = +1,52 (+0,77) = +0,75 VKarena harga E0 positif naka reaksi berlangsung spontan ke KANAN.

PENGARUH KONSENTRASI DAN SUHU PADA NILAI POTENSIALKonsentrasiUntuk reaksi:Mn+ (aq) + ne M (s)Jika konsentrasi Mn+ bertambah maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena potensial elektroda menjadi makin positif (- berkurang harga negatifnya)

Jika konsentrasi ion logam berkurang maka potensial elektroda berkurang harga positifnya

2. SUHU:Potensial elektroda makin positif jika suhu bertambah dan sebaliknyaPengaruh konsentrasi dan suhu pada potensial elektroda ditunjukkan oleh persamaan NERNST.Oksidan + n e Reduktan(yang dioksidasi) (yang direduksi)

E = E0 (RT/nF). ln ({oksidan}/{Reduktan})E = potensial elektroda dalam VE0 = potensial elektroda standar dalam VR = tetapan gas (8, 314 J/K.mol)T = suhu dalam KF = tetapan Faraday (96500 coulomb)

PERSAMAAN NERNSTUntuk reaksi redoks dengan persamaan umum:aA + bB cC + dD

Persamaan Nernst:Esel = E0 sel - (RT/nF). ln [{C}c. {D}d / {A}a . {B}b ]atauEsel = E0 sel - (2,303RT/nF). log [{C}c. {D}d / {A}a . {B}b Pada 298 K:2,303RT/F = (2,303 x 8,314 x 298) / 96500 = 0,0591VSehinggaEsel = E0 sel - (0,0591/n). log ({C}c. {D}d / {A}a . {B}b )

SISTEM ELEKTRODA1. Logam ion logam

Zn2+(aZn2+ ) | Zn(s)Zn2+(aZn2+ ) +2e Zn(s)E = E0Zn2+|Zn (RT/2F).ln [aZn/aZn2+] E = E0Zn2+|Zn (RT/2F).ln [1/aZn2+]

2. Elektroda gas bukan logamContoh:a. Elektroda hidrogen (baca sebelumnya) H+(aH+)|H2 (pH2)|Pt H+(aH+) + e 1/2 H2 (g, pH2) E = E0H+|H2 (RT/F).ln [pH2/aH+]

b. Elektroda klor: Cl- (aCl-)| Cl2 (pCl2) | Pt Cl2 (g, pCl2) + e Cl- (aCl-) E = E0 Cl2|Cl- (RT/F). ln [aCl-/{pCl2}1/2]

Elektroda Logam Garam tak larut

Yang terpenting adalah elektroda reversibel dengan anionContoh:AgCl(s) + e Ag(s) + Cl- (aCl-)E = E0AgCl | Ag (RT/F). ln [{aAg.aCl-}/{aAgCl}]E = E0AgCl | Ag (RT/F). ln aCl-a. Elektroda kalomelMg2Cl2 (s) + 2 e 2 Hg(l) + 2Cl- (aCl-)Ada 3 macam konsentrasi: 0,1 M; 1,0 M dan jenuh

Untuk menyusun elektroda yang reversibel terhadap suatu anion, yang diperlukan hanya memilih logam yang dapat membentuk garam yang tidak melarut dengan anion itu.SO42- :SO42- (a) | PbSO4 | Pb(s)Br-:Br- (a) | AgBr (s) | Ag (s)I-:I- (a) | AgI(s) | Ag (s)

4. Elektroda Redoks:Sn2+ (a), Sn4+ (a) | Pt MnO4- (a), Mn2+ (a)| Pt H2O2 (a), H2O | PtContoh: Fe3+ (a) + e Fe2+ (a) E = E0 Fe(III)|Fe(II) (RT/F). ln [aFe(III)/aFe(II)]

DIAGRAM LATIMERDengan menggabungkan 2 setengah-reaksi dapat menghitung E0 untuk reaksi lain

Berapa E0 untuk reaksi:

E0 dapat diperoleh dari reaksi berikut:

E0nnE01,5157,551,2322,46?35,09E0 = =1,70 volt

Perhitungan dengan diagram Latimer

HUBUNGAN ANTARA E0 dengan G0 DAN K

Reaksi ke kananG0KE0Spontan->1+Kesetimbangan010Tidak spontan+