TUGAS 1
ELEKTROKIMIA
Di kelas X, anda telah mempelajari bilangan oksidasi dan reaksi redoks. Reaksi redoks adalah reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi adalah reaksi penangkapan elektron atau reaksi terjadinya penurunan bilangan oksidasi, sedangkan reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron atau reaksi terjadinya kenaikan bilangan oksidasi. Jadi, pada reaksi redoks terjadi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron). Reaksi redoks dapat berjalan spontan (menghasilkan energi listrik) maupun tidak spontan/ dengan bantuan (memerlukan energi listrik). Jadi pada reaksi redoks, dapat terjadi perubahan energi dari energi kimia menjadi energi listrik maupun sebaliknya. Ilmu kimia yang mempelajari aspek-aspek listrik pada proses kimia dinamakan elektrokimia. Tempat berlangsungnya perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya dinamakan sel. Sel terdiri dari dua elektroda (kutub, penghantar) dan larutan elektrolit. Elektroda dibedakan menjadi katoda (mengalami reduksi) dan anoda (mengalami oksidasi). Sel elektrokimia dapat dibedakan menjadi sel volta dan sel elektrolisis. Persamaan dan perbedaan kedua sel tampak pada tabel berikut: Sel Volta Sel Elektrolisis Mengubah energi kimia menjadi energi listrik Mengubah energi listrik menjadi energi kimia Katoda sebagi kutub positif, anoda sebagai kutub Katoda sebagi kutub negatif, anoda sebagai negatif kutub positif Mengalami reaksi redoks spontan menghasilkan Mengalami reaksi redoks tidak spontan energi listrik (memerlukan energi listrik) Komponen: elektroda (katoda dan anoda) dan elektrolit Reaksi yang terjadi merupakan reaksi redoks Pada katoda terjadi reaksi reduksi, pada anoda terjadi reaksi oksidasi
Mengingat kembali
REAKSI REDOKS Reaksi redoks (reduksi – oksidasi) adalah reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi. Bilangan oksidasi adalah angka yang menunjukkan jumlah elektron suatu atom yang dilepaskan atau diterima suatu senyawa. Bilangan oksidasi (bilok) dapat bernilai positif, negatif, maupun netral atau nol (Lihat kembali modul kelas X). Perhatikan reaksi berikut: Fe2O3 (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g) Bilok : +3 +2 0 +4 Dari contoh reaksi di atas, terlihat bahwa terjadi perubahan bilangan oksidasi pada Fe yaitu dari +3 turun menjadi 0, sehingga reaksi tersebut merupakan reaksi reduksi, sedangkan pada C, bilangan oksidasi naik dari +3 menjadi +4, sehingga merupakan reaksi oksidasi. SEL VOLTA/SEL GALVANI Sel Volta ditemukan oleh Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800). Sel volta diaplikasikan secara luas dalam kehidupan sebagai sumber arus untuk menghasilkan tenaga listrik, misalnya sel aki, baterai kering, baterai nikel-kadmium, baterai Li-ion, dan sel hidrogen-oksigen. Dalam perkembangannya, sel volta mendasari sejumlah sumber energi alternatif berbahan alam, misalnya baterai kentang, baterai buah, dan sebagaimya.
Mari bereksperimen BATERAI KENTANG Alat dan bahan yang dibutuhkan: Susun alat sebagai berikut: 1. Kentang dapat diganti buah lainnya 2. Lampu LED 3. Kabel 4. Penjepit buaya 5. Lempengan tembaga 6. Lempengan seng Baterai ini dapat menghasilkan tegangan 1,1 Volt
Tugas 1: Elektrokimia
1
Pada baterai kentang, besi berperan sebagai katoda (kutub positif) sedangkan tembaga berperan sebagai anoda (kutub negatif). Bagaimana cara menentukan katoda dan anoda? Potensial elektroda Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (E). Potensial elektroda menunjukkan kecenderungan suatu elektroda akan lebih mudah tereduksi atau lebih mudah teroksidasi. Potensial elektroda berkaitan dengan potensial reduksi. Potensial elektroda yang diukur pada keadaan standar (25 ºC; 1 atm; konsentrasi ion 1 M) dinamakan potensial elektroda standar (Eº). Elektroda standar yang digunakan adalah elektroda hidrogen. Potensial elektroda hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt). Elektrode yang lebih mudah tereduksi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial reduksi positif sedangkan elektrode yang lebih mudah teroksidasi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial reduksi negatif. Besarnya potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi tetapi berlawanan tanda. Berikut adalah daftar beberapa potensial elektroda. Reaksi Eº / Volt Mudah teroksidasi : anoda 3+ 3+ Al + 3e → Al atau Al |Al – 1,66 Zn2+ + 2e → Zn Zn2+|Zn – 0,76 2+ Fe + 2e → Fe Fe2+|Fe – 0,44 Co2+ + 2e → Co Co2+|Co – 0,28 Ni2+ + 2e → Ni Ni2+|Ni – 0,25 Sn2+ + 2e → Sn Sn2+|Sn – 0,14 Pb2+ + 2e → Pb Pb2+|Pb – 0,13 + + 2 H + 2e → H2 H |H2 0,00 Cu2+ + 2e → Cu Cu2+|Cu + 0,34 Ag+ + e → Ag Ag+|Ag + 0,80 Mudah tereduksi : katoda 3+ Au + 3e → Au Au3+|Au + 1,50 Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan potensial sel (Eºsel) yaitu beda potensial antara anoda dan katoda. Reaksi dapat berlangsung apabila Eºsel bernilai positif. Menentukan katoda dan anoda Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (Eº). Pada katoda terjadi reaksi reduksi sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sehingga katoda harus lebih positif dari anoda. Contoh pada baterai kentang, elektroda yang digunakan seng (Zn) dan tembaga (Cu), maka: Diketahui: Zn2+ + 2e → Zn E° = + 0,76 V *) Data dapat dilihat dari tabel di atas Cu2+ + 2e → Cu E° = – 0,34 V • Potensial elektroda Zn lebih negatif, maka Zn harus melakukan oksidasi dan bertindak sebagai anoda. • Potensial elektroda Cu lebih positif, maka Cu mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda. Karena data di atas adalah data potensial reduksi, maka untuk reaksi oksidasinya adalah kebalikan dari reaksi reduksi tersebut. Contoh: • Reaksi reduksi : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = – 0,76 V • Reaksi oksidasinya : Zn2+ + 2e → Zn E° = + 0,76 V sehingga reaksi yang terjadi pada baterai kentang tersebut adalah: Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = + 0,76 V Katoda : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) E° = + 0,34 V Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°sel = +1,10 V Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam notasi sel berikut: Zn∣Zn2+ ∣∣ Cu2+∣Cu atau oksidasi ∣∣ reduksi atau anoda||katoda Jadi, energi listrik yang dihasilkan oleh baterai kentang tersebut adalah 1,1 Volt Besarnya potensial sel ( E°sel) dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien. Contoh soal 1 Diketahui : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) Tentukan E°sel dari kedua elektroda. Tugas 1: Elektrokimia
E° = + 0,34 V E° = + 0,80 V
2
Jawab: E°Cu lebih negatif dari E°Ag, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anoda sedangkan Ag mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda A: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e– E° = – 0,34 V K: 2 Ag+(aq) + 2 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V (Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien) Cu + 2 Ag+ → Cu 2+ + 2 Ag E°sel = + 0,46 V atau: Cu∣Cu2+ ∣∣ Ag+∣Ag E°sel = + 0,46 V Contoh soal 2 Diketahui: Ag+∣Ag E° = + 0,80 V Zn2+∣Zn E° = – 0,76 V Tentukan E°sel dari kedua elektroda. Jawab: Zn lebih negatif, mengalami oksidai (anoda) Ag lebih positif, mengalami reduksi (katoda) A: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = + 0,76 V K: Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V Zn + Ag+ → Zn2+ + Ag Esel = + 1.56 V 2+ + atau: Zn∣Zn ∣∣ Ag ∣Ag Esel = + 1.56 V Contoh soal 3 Diketahui: Ag+∣Ag E° = + 0,80 V Zn2+∣Zn E° = – 0,76 V Tentukan potensial sel dari Ag| Ag+ || Zn2+| Zn. Prediksikan apakah reaksi tersebut dapat berlangsung. Jawab: Ag| Ag+ || Zn2+| Zn atau anoda||katoda maka Ag mengalami oksidasi (anoda) sedangkan Zn mengalami reduksi (katoda) A: Ag(s) → Ag+(aq) + 1 e– E° = – 0,80 V Zn2+ + 2e → Zn E° = – 0,76 V Ag| Ag+ || Zn2+| Zn E° = – 1,56 V. Karena potensial selnya bertanda negatif, maka reaksi tersebut tidak berlangsung Aplikasi Sel Volta Dalam kehidupan sehari-hari, sel volta banyak digunakan sebagai sumber arus listrik yang dihasilkan dari suatu reaksi kimia, seperti untuk radio, kalkulator, televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain. Berikut contoh sel volta yang ada disekitar kita. 1. Baterai Biasa Baterai yang sering kita gunakan disebut juga sel kering atau sel Lecanche. Dikatakan sel kering karena jumlah air yang dipakai sedikit (dibatasi). Sel ini terdiri atas: Anode : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah. Katode : Batang karbon (tidak aktif). Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan sedikit air. Reaksinya Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Katode : 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 e– → Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l) 2. Baterai Alkaline Pada baterai alkaline dapat dihasilkan energi dua kali lebih besar dibanding baterai biasa. Sel ini terdiri atas: Anode : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah. Katode : Oksida mangan (MnO2). Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH). Reaksinya Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Katode : 2 MnO2 + H2O + 2 e– → Mn2O3(s) + 2 OH–
Tugas 1: Elektrokimia
3
SEL ELEKTROLISIS Sel Elektrolisis ditemukan oleh Michael Faraday. Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis banyak dimanfaatan untuk penyepuhan logam (elektroplating), pemurnian logam, pembuatan beberapa bahan kimia. Ketentuan pada sel elektrolisis *akan dipelajari elektrolisis lelehan dan elektrolisis larutan dengan elektroda inert (tidak aktif), misalnya elektroda karbon (C) dan platina (Pt) Elektrolisis Lelehan Sel bentuk ini hanya berlaku untuk senyawa ionik dengan tidak ada zat pelarut (tidak ada H2O). Hanya ada kation dan anion. Katode : Kation langsung direduksi : X+(aq) + e– → X(s) Anode : Anion langsung dioksidasi : Y(s) → Y+(aq) + e– Contoh Tuliskan reaksi elektrolisis lelehan NaCl dengan elektrode platina! Jawab: NaCl(l) → Na+ + Cl– ............... × 2 (untuk menyetarakan elektron) Katode : Na++ e– → Na(s) ............... × 2 (untuk menyetarakan elektron) Anode : 2 Cl– → Cl2(g) + 2 e– ............... × 1 2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g) Elektrolisis Larutan 1. Reaksi di katoda (reduksi) Yang bereaksi adalah kation (ion positif) a. Ion H+ tereduksi menjadi gas H2: 2H+(aq) + 2e → H2(g) b. Ion-ion logam • Ion-ion logam alkali (golongan IA, contoh: Na+, K+) dan alkali tanah (golongan IIA, contoh: Ca2+, Mg2+) serta Al3+, Mn2+ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut). 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq) • Ion-ion logam selain alkali dan alkali tanah serta Al3+, Mn2+ tereduksi menjadi logamnya. Contoh: Ni2+ (aq) + 2e → Ni (s) 2. Reaksi di anoda (oksidasi) Yang bereaksi adalah anion (ion negatif) a. Ion OH- teroksidasi menjadi H2O dan gas O2 4OH- (aq) → 2H2O (l) + O2 (g) + 4e b. Ion sisa asam halida (Cl-, Br-, I-) teroksidasi menjadi molekulnya. Contoh : 2Br- (aq) → Br2 (l) + 2e c. Ion sisa asam oksi (SO42-, NO3-, CO32-) tidak teroksidasi, yang teroksidasi adalah air (pelarut). 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e Contoh Soal 1 1. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda karbon Langkah: • Ionisasikan larutan menjadi kation (ion positif) dan anion (ion negatif) CaCl2 → Ca2+ + 2 ClAnion: Cl-, Kation: Ca2+ • Lihat ketentuan untuk masing-masing ion, anoda: Cl- (lihat 2b), katoda: Ca2+ (lihat 1b) Anoda : 2Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2e *ion sisa asam halida (lihat ketentuan 2b) Katoda : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq) + * Ca2+ = alkali tanah (lihat ketentuan 1b) 2Cl (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH (aq) Contoh Soal 2 2. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt) Jawab: Reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt) NaNO3 → Na+ + NO3*lihat ketentuan, anion: NO3- (lihat 2c), kation: Na+ (lihat 1b) Anoda : 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e |x1| Katoda : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + OH- (aq) |x2| *dikali dua untuk menyetarakan elektron 6H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 2H2 (g) + 4OH- (aq) Tugas 1: Elektrokimia
4
Contoh Soal 3 3. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon Jawab: reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42– *lihat ketentuan, anion: SO 42- (lihat 2c), kation: Ni2+ (lihat 1b) + Anoda : 2 H2O(l) → 4 e + 4 H (aq) + O2(g) |x1| Katoda : Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s) |x2| 2 H2O(l) + Ni2+(aq) → 4 H+(aq) + O2(g) + Ni(s) Hukum Faraday Pada tahun 1834 Michael Faraday menemukan fakta bahwa banyaknya perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dilewatkan. Hukum I Faraday: Massa zat yang terjadi atau melarut selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel elektrolisis W=
atau
W=e.F
W= berat zat (endapan) yang terjadi (gram) e = berat ekivalen (Ar/valensi) i = kuat arus (A) t = waktu (detik) F=ixt 96500 96.500 = tetapan Faraday Contoh Soal 1 1. Larutan NiSO4 (Ar = 59) dialiri arus listrik 10 A selama 1 jam. Tentukan Ni yang mengendap di katoda. Jawab: NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42– Katoda : Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s) *lihat ketentuan elektrolisis larutan Diketahui
Ditanya Jawab
: e = Ar/valensi
*valensi menyatakan banyaknya elektron yang dilepas/diterima
e = 59/2 e = 29.5 i = 10 A t = 1 jam = 36000 detik : W : W = e x i x t = 29.5 x 10 A x 3600 = 11 gram 96500 96500
Contoh Soal 2 2. Tentukan berat logam perak (Ar Ag = 108) yang diendapkan jika arus listrik sebesar 0.2 Faraday dialirkan ke dalam larutan AgNO3. Diketahui : F = 0.2 F e = Ar/ valensi Ag+(aq) + e → Ag(s), jadi valensi = 1 Maka : W = e . F = 108 . 2 F = 21.6 gram Kegunaan Sel Elektrolisis 1. Proses Penyepuhan/Pelapisan Logam Logam besi/baja mudah terkena korosi/karat. Untuk melindungi besi/baja dari korosi, maka besi/baja dilapisi suatu logam yang sukar teroksidasi, seperti nikel (Ni), timah (Sn), krom (Cr), perak (Ag), atau emas (Au). Prinsip kerja penyepuhan/pelapisan logam adalah sel elektrolisis larutan dengan menggunakan elektrode yang bereaksi. Contoh proses penyepuhan/pelapisan logam besi dengan emas dengan menggunakan larutan AuCl3(aq) sebagai penghantar. Reaksi : AuCl3(aq) → Au3+(aq) + 3 Cl–(aq) Katode (Besi) : Au 3+(aq) + 3 e– → Au(s) Anode (Emas) : Au(s) → Au3+(aq) + 3 e– 2. Proses Pemurnian Logam Kotor Prinsip pemurnian logam transisi dengan menggunakan reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode yang bereaksi. Logam yang kotor ditempelkan di anode dan logam murni ditempatkan di katode. Larutan yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut. Tugas 1: Elektrokimia
5
SOAL (UNTUK TUGAS 1)
Tentukan reaksi berikut merupakan reaksi redoks atau bukan redoks. Jika merupakan reaksi redoks, tentukan perubahan bilangan oksidasinya. 1. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 2. ZnS + HNO3 → ZnSO4 + N2O + H2O
Tentukan katoda dan anoda dari elektroda berikut agar reaksi dapat berlangsung dan tentukan potensial selnya. 3. Diketahui: Ag+ ∣ Ag Mg2+| Mg 4. Diketahui: Ni2+| Ni Pb2+ ∣ Pb
E° E° E° E°
= = = =
+ 0,80 V –2,37 V –0,25 V – 0,13 V
Kerjakan soal no 5 dan no 6 berdasarkan referensi.
5. Aki adalah salah satu aplikasi dari sel volta, tentukan katoda, anoda, serta reaksi yang terjadi pada pemaiakan aki. 6. Salah satu proses elektrokimia adalah korosi. Jelaskan anoda dan katoda pada reaksi korosi serta jelaskan cara mencegah korosi.
Tentukan reaksi elektrolisis dari 7. Larutan CaCO3 8. Larutan CuCl2
Aplikasi Hukum Faraday 9. Tentukan berat logam Cu (Ar = 63,5) dapat diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dilewatkan dalam larutan CuSO4 selama 2 jam. 10. Pada elektrolisis leburan Al2O3 (Ar Al = 27, O = 16) diperoleh logam Al sebanyak 0,255 gram. Tentukan besarnya arus listrik yang diperlukan.
Tugas 1: Elektrokimia
6
