Kamis, 07 Oktober 2010

Pers. Reaksi Redoks, Sel Volta, dan Elektrolisis



A.      Penyetaraan Reaksi Redoks
1.       Penyetaraan reaksi redoks berdasarkan metode bilangan oksidasi
Prinsip penyetaraan dengan cara ini adalah bahwa jumlah peningkatan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator.

Langkah-langkah penyetaraan:
a.       Tuliskan kerangka dasar reaksi.
b.      Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi ( biasanya unsur selain hidrogen dan oksigen)
c.       Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah peningkatan bilangan oksidasi dari reduktor.
d.      Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut.
e.      Setarakan muatan dengan menambah ion H+ (dalam suasana asam) atau ion OH- (dalam suasana basa)
f.        Setarakan atom H dengan menambah H2O.

Soal dan pembahasan:
Diberikan reaksi redoks berikut.
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq) + H+(aq)  à Mn2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)
Untuk menyetarakan reaksi redoks di atas, dilakukan melalui langkah – langkah berikut.

Langkah-1:Menuliskan kerangka dasar reaksi.
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq)  à   Mn2+(aq) + CO2(g)

Langkah-2:Berilah koefisien 2 untuk CO2 sehingga jumlah atom karbon sama pada kedua ruas.
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq)    à    Mn2+(aq) + 2CO2(g)

Langkah-3:Menentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah peningkatan bilangan oksidasi dari reduktor.
                         +3                                                           +4
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq)             Mn2+(aq) + 2CO2(g)
                                                      
                                                                       Turun 5
       +7                                                                +2
                                                                       Naik 2
                                          +6                                                                +8

Langkah-4:Koefisien oksidator dikalikan 2, koefisien reduktor dikalikan 5.
2MnO4-(aq) + 5H2C2O4(aq)             2Mn2+(aq) + 10CO2(g)

Langkah-5:Tambahkan 6H+ di ruas kiri sehingg jumlah muatan pada kedua ruas masing – masing +4
2MnO4-(aq) + 5H2C2O4(aq) + 6H+(aq)            2Mn2+(aq) + 10CO2(g)

Langkah-6:Tambahkan 8H2O di ruas kanan sehingga jumlah atom H pada kedua ruas masing – masing 16.
2MnO4-(aq) + 5H2C2O4(aq) + 6H+(aq)            2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)

2.       Penyetaraan reaksi redoks dengan metode ion-elektron (metode setengah reaksi
Langkah-langkah penyetaraan :
a.       Mula-mula bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi reduksi dan oksidasi
b.      Seimbangkan atom dan muatan dimasing-masing setengah reaksi
c.       Seimbangkan jumlah atom Cr
d.      Seimbangkan O dengan menambahkan H2O
e.      Seimbangkan H dengan menambahkan ion H+
f.        Seimbangkan muatan dengan menambah elektron
g.       Begitupun dengan setengah reaksi oksidasi
h.      Kalikan masing-masing setengah reaksi agar jumlahnya sama
i.         Jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut menjadi overall
j.        Periksa jumlah atom dan muatan
k.       Untuk reaksi suasana basa setelah langkah ke4 tambahkan ion OH- dengan jumlah sama dengan ion H+

Soal dan pembahasan :
1.       Suasana asam
Diberikan reaksi redoks berikut.
Cr2O72-(aq) + C2O4(aq)           Cr3+(aq) + CO2(aq)


 

Langkah-1 : Menuliskan kerangka setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
Reduksi : Cr2O72-(aq)  à        Cr3+(aq)
Oksidasi: C2O4(aq)                     CO2(aq)

Langkah-2a : Menyetarakan atom selain oksigen dan hidrogen
Reduksi : Cr2O72-(aq)          2Cr3+(aq)
Oksidasi: C2O4(aq)                     2CO2(aq)

Langkah-2b : Menyetarakan atom oksigen dengan menambah molekul air
Reduksi : Cr2O72-(aq)                2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Oksidasi: C2O4(aq)                    2CO2(aq)

Langkah-2c : Menyetarakan atom hidrogen dengan menambah ion H+
Reduksi : Cr2O72-(aq) + 14 H+           2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
                   Oksidasi: C2O4(aq)                                 2CO2(aq)

Langkah-2d : Menyetarakan muatan dengan menambah elektron
Reduksi : Cr2O72-(aq) + 14 H+ +6e          2Cr3+(aq) + 7H2O(l)                   x1
Oksidasi: C2O4(aq)                                       2CO2(aq) + 2e                           x3
                  
Langkah-3 : Menyamakan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi dan oksidasi lalu jumlahkan
Reduksi : Cr2O72-(aq) + 14 H+ + 6e          2Cr3+(aq) + 7H2O(l)                 
Oksidasi: 3C2O4(aq)                                     6CO2(aq) + 6e                    +
              Cr2O72-(aq) + 14 H+ + 3C2O4(aq)                       2Cr3+(aq) + 7H2O(l) + 6CO2(aq)

2.    Suasana Basa
Diberikan reaksi redoks berikut.
Cr2O42-(aq) + C2H4(aq) + H2O            Cr2O3(s) + C2H6O2(aq) +OH-(aq) (Suasana Basa)

Langkah-1 : Menuliskan kerangka setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.
Reduksi : CrO42-(aq)          Cr2O3(s)
Oksidasi: C2H4(g)        C2H6O2(aq)

Langkah-2a : Menyetarakan Atom selain Oksigen dan Hidrogen.
Reduksi : 2CrO42-(aq)           Cr2O3(s)
Oksidasi: C2H4(g)        C2H6O2(aq)

Langkah-2b : Menyatarakan atom Hidrogen dengan menambah molekul air.
Reduksi : 2CrO42-(aq)                      Cr2O3(s) + 5H2O(l)
Oksidasi: C2H4(g)+ 2H2O(l)                      C2H6O2(aq)

Langkah-2c : Menyetarkan atom Hidrogen dengan menambah ion H+
Reduksi : 2CrO42-(aq)+ 10H+           Cr2O3(s) + 5H2O(l)
Oksidasi: C2H4(g)+ 2H2O(l)                      C2H6O2(aq)+2H+(aq)

Langkah-2d : Menyetarakan muatan dengan menambah elektron
Reduksi : 2CrO42-(aq)+ 10H+ +6e          Cr2O3(s) + 5H2O(l)
Oksidasi: C2H4(g)+ 2H2O(l)                             C2H6O2(aq)+2H+(aq)+2e

Langkah-3 : Menyamakan jumlah elektron pada setengah reaksi reduksi dan oksidasi lalu jumlahkan kedua setengah reaksi reduksi tersebut.
Reduksi : 2CrO42-(aq)+ 10H+ +6e      à                 Cr2O3(s) + 5H2O(l)               x1
Oksidasi: C2H4(g)+ 2H2O(l)                                          C2H6O2(aq)+2H+(aq)+2e      x3    +
2CrO42-(aq)+ 4H+(aq)+ 3C2H4(g)+ H2O(l)          Cr2O3(s)+ 3C2H6O2(aq)

Langkah-4 : Untuk menghilangkan ion H+, tambahkna masing-masing 4OH- pada kedua ruas.
2CrO42-(aq)+ 4H+(aq)+ 3C2H4(g)+ H2O(l) + 4OH-                   Cr2O3(s)+ 3C2H6O2(aq)+4OH-(aq)

Empat ion H+ dan 4 ion OH- di ruas kiri akan bergabung membentuk 4H2O,sehingga reaksi bersihnya menjadi :

2CrO42-(aq)+ 3C2H4(g)+ 5H2O(l)               Cr2O3(s)+ 3C2H6O2(aq)+OH-

B.      Sel Volta
1.    Gb 21-5Menentukan Eo sel
a. Potensial sel
Potensial sel volta sama dengan selisih potensial kutub positif dan potensial kutub negatif.
Eo sel = E(+) – E(-)
Contoh soal dan pembahasan:
Ditentukan dua elektrode sebagai berikut.
Ag+ (aq) + e           Ag(s)             Eo = +0,80 V
Mg2+(aq) + 2e             Mg(s)    Eo = -2.37 V
Tentukanlah Eo sel yang dihasilkan oleh kedua elektrode itu.

Jawab:
Potensial sel adalah selisih potensial katode (+) dengan anode (-). Katode merupakan elektrode yang potensial reduksinya lebih positif, dalam hal ini yaitu perak.
Eo sel = Eo (+) – Eo (-)
             = +0,80 – (-2.37)
             = +3,17 V

b. Potensial elektrode
potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode (M) dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode.

Contoh soal dan pembahasan:
Ditentukan dua elektrode sebagai berikut.
Ag+ (aq) + e              Ag(s)          Eo = +0,80 V
Mg2+(aq) + 2e           Mg(s) Eo = -2.37 V
Tentukanlah Eo sel yang dihasilkan oleh kedua elektrode itu.
Jawab:
Katode (reduksi)    : Ag+ (aq) + e                     Ag(s)                          Eo = +0,80 V  x2
Anode (oksidasi)    : Mg(s)                               Mg2+(aq) + 2e           Eo = -2.37 V         +
Reaksi sel                  : 2 Ag+ (aq) + Mg(s)          2Ag(s) + Mg2+(aq)               Eo sel = +3,17 V

1.           Notasi sel volta
a.       Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+).
Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)
b.      Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda.
c.       Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma .
d.      Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan.

2.       Sel volta komersial
a.       Aki
Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan bernotor.
Reaksi pengosongan aki :
Anode  : Pb(s) + HSO4-(aq)          PbSO4(s) + H+(aq) + 2e
Katode : PbO2(s) + HSO-4(aq) + 3H+(aq) + 2e          PbSO4(s) + 2H2O(l)                +    
                                          Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO-4(aq) + 2H+(aq)         2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Reaksi pengisian aki :
Elektrode Pb (sebagai anode)
PbSO4(s) + H+(aq) + 2e       à    Pb(s) + HSO4-(aq)

Elektrode PbO2 (sebagai anode)
PbSO4(s) + 2H2O(l)           PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e        +
2 PbSO4(s) + 2H2O(l)           Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq)

b.      Baterai
Baterai tergolong sel primer yang biasa digunkan untuk pesawat radio, tape recorder, senter, dsb. Reaksi – reaksi yang terjadi dalam baterai adalah :
Anode  : Zn(s)          Zn2+(aq) + 2e
Katode : 2MnO2(aq) + 2NH4+(aq) + 2e           Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

C.      Elektrolisis
1.    Susunan sel elektrolisis
Sebenarnya sel elektrolisis tidak memerlukan jmbatan garam, sehingga susunan sel lebih sederhana. Komponen utamanya adalah sebuah wadah, elektrolit dan sumber arus searah. Penetuan katode dan anode sama seperti pada sel volta.

2.    Reaksi – reaksi sel elektrolisis
Reaksi yang terjadi ketika listrik dialirkan melalui elektrolit disebut reaksi elektrolisis. Elektrolisis dapat diartikan sebagai peruraian yang disebabkan arus listrik. Jika elektrolitnya merupakan lelehan senyawa ion, maka kation akan direduksi di katode, sedangkan anion dioksidasi di anode. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit, faktor – faktor yang perlu dipertimbangkan adalah:
a.       Reaksi – reaksi yang berkompetisi pada tiap – tiap elektrode.
                                                          i.     Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial reduksi lebih positif.
                                                        ii.     Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial reduksi lebih negatif, atau potensial oksidasi lebih positif.
b.      Jenis elektrode, apakah inert atau aktif.
Elektrode inert adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit.
c.       Potensial tambahan yang diperlukan, sehingga suatu reaksi elektrolisis dapat berlangsung (overpotensial)
Skema reaksi – reaksi elektrolisiss
Reaksi di katode bergantung pada jenis kation:
                                                Logam aktif (gol IA, IIA, Al dan Mn) : air yang tereduksi
                                Kation                                                                   2H2O(l) + 2e         H2(g) + 2OH-(aq)                                                                      

                                Kation lain : kation yang tereduksi
                                                                        2H+(aq) + 2e         H2(g)
                                                                        Lx+(aq) + xe         L(s)
Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion:
                                                                                                                            Sisa asam oksi: air teroksidasi               
                                                                                                                       2H2O(l)        4H+(aq) + O2(g) + 4e
                                                         Inert:           anion
                                                    (Pt, Au, C)                      
                                                                                                                                        Sisa asam lain atau OH-: anion
Anion                                                                                                                  teroksidasi 
                                                                                                                              Contoh:
                                                                                                                              2Br-(aq)         Br2(aq) + 2e
                                                                                                                              4OH-(aq)         2H2O(l) + O2(g) + 4e
                                                Anode tak inert: anode teroksidasi
                                                L(s)         Lx+(aq) + xe

D.      Hukum Faraday
Hukum Faraday:
1.       Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.
2.       Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya
C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday (F) = 96500 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.
Rumus hukum Faraday:
G = k x i x t x ME
ME = Ar/biloks
k = 1/96500 
Contoh soal dan pembahasan:
Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4. (Ar Cu=63,5)
Jawab:
Cu2+(aq) + 2e      -->     Cu(s)         
G = k x i x t x ME
G = 1/96500 x 10 x 965 x 63,5/2
G = 3,175 gram

E.       Korosi
Korosi (perkaratan) adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungan yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat.
Korosi besi tergolong proses elektrokimia. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.xH2O .
Faktor-faktor yang menyebabkan korosi besi adalah oksigen dan air.
Cara-cara pencegahan korosi besi adalah:
Ø  Pengecatan, untuk menghindari kontrak dengan udara dan air.
Ø  Pelumuran dengan Oli atau Gemuk, untuk mencegah kontak dengan air.
Ø  Pembalutan dengan Plastik. Plastik mencegah kontak dengan udara dan air.
Ø  Tin Plating (pelapisan dengan timah).
Ø  Galvanisasi (pelapisan dengan zink).
Ø  Cromium Plating (pelapisan dengan kromium).
Ø  Sacrificial Protection (pengorbanan anode).
Korosi aluminium
Aluminium, zink dan juga kromium, merupakan logam yang lebih aktif daripada besi. Jika demikian, mengapa logam-logam ini lebih awet ? sebenarnya, aluminium berkarat dengan cepat membentuk oksida aluminium (Al2O3). Akan tetapi, perkaratan segera terhenti setelah lapisan tipis oksida terbentuk. Lapisan itu melekat kuat pada permukaan logam, sehingga melindungi logam dibawahnya terhadap perkaratan berlanjut.







Tidak ada komentar:

Poskan Komentar