Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

        I.            STANDAR KOMPETENSI

Menerapkan konsep reaksi oksidasi reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

      II.            KOMPETENSI DASAR

·         Menerapkan konsep reaksi oksidasi dalam system elektrokimia yang melibatkan energy listrik dan kegunannya dalam mencegah korosi dan dalam industry.

·         Menjelaskan reaksi oksidasi reduksi dalam sel elektrolisa.

    III.            DASAR TEORI

·         Reaksi redoks atau reaksi reduksi oksidasi merupakan reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi. Reaksi yang disertai dengan penurunan bilangan oksidasi atau penyerapan electron disebut reaksi reduksi, sedangkan reaksi yang disertai dengan kenaikan bilangn oksidasi disebut reaksi oksidasi.

·         Syarat reaksi redoks disebut sudah setara, apabila reaksi tersebut mempunyai jumlah atom di ruas kiri dan kanan sama serta jumlah muatan di ruas kanan sama dengan muatan di ruas kiri. Berikut adalah dua cara penyetaraan reaksi redoks:

a.       Metode Bilangan Oksidasi

Metode ini berdasarkan pada jumlah pertambahan bilangan oksidasi dan reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dan oksidator.

1)      Carilah unsur yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi dan penurunan bilangan oksidasi. Kemudian setarakan jumlah atom yang berubah bilangan oksidasinya.

2)      Samakan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi dengan dikalikan factor x.

3)      Tambahkan ion H⁺ (dalam suasan asam) dan ion OH^- (dalam suasana basa) secukupnya agar jumlah muatan diruas kiri sama dengan jumlah muatan di ruas kanan.

4)      Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H₂O secukupnya.

b.      Metode Setengah Reaksi

Metode ini didasarkan pada jumlah electron yang dilepaskan pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah electron yang diserap pada setengah reaksi reduksi.

1)      Tulis reaksi reduksi dan oksidasi secara terpisah lalu setarakan jumlah atom H dan atom O dengan menambahkan koefisien.

2)      Setarakan jumlah atom O dengan menambhakna H₂O pada ruas yang kekurangan atom O.

3)      Setarakan jumlah atom H, dengan menambhakna H⁺ pada ruas yang berlawanan.

4)      Setarakan jumlah electron pada dua buah setengah reaksi tersebut dengan mengalikan dengan factor x.

5)      Jumlah kedua buah reaksi tersebut.

6)      Jika di lingkungan basa, H⁺ harus diganti dengan OH^-, dengan menambahkan OH^- pada kedua ruas sebanyak H⁺. gabungakn  H⁺ dan OH^-  menjadi H₂O kemudian kurangilah kelebihan H₂O pada salah satu ruas.

·         Sel elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara reaksi redoks dengan aliran electron (aliran listrik). Reaksi redoks berlangsung dalam suatu sel yang disebut sel elektrokimia. Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu:

1)      Sel Volta

Pada sel volta reaksi redoks akan menghasilkan arus listrik. Pada sel ini, energy kimia diubah menjadi energy listrik. Contoh sel volta yaitu baterai dan aki.

2)      Sel Elektrolisis

Dalam sel elektrolisis, arus listrik akan menimbulkan reaksi redoks. Jadi, pada sel energy listrik diubah menjadi energy kimia. Contoh sel elektrolisi yaitu proses pengisian ulang baterai.

·       Kesimpulan Reaksi elektrolisa

1)      Jika elektrolit berupa lelehan , maka kation dan anion dari senyawa akan berubah pada katode dan anode.

Katode: reaksi reduksi dari kation

Anode: reaksi oksidasi dari anion

Sebabnya tanpa pelarut.

2)      Jika elektrolit beberapa larutan adalh pelarut, maka kation dan anion dari senyawa dan dari pelarut. Pada katode dan anode mengalami reaksi sesuai ketentuan.

    IV.            ALAT & BAHAN

-          Pipet tetes

-          Tabung berbentuk U

-          Larutan

-          Tiang penyangga

-          Plat tetes

-          Arus listrik

-          Kabel mulut buaya merah dan hitam

      V.            CARA KERJA

1.       Rangkailah sel elektrolisa seperti pada gambar. Isilah larutan elektrolit sesuai kelompoknya.

2.       Alirkan arus listrik ke dalam elektrolit (6 volt) selama 5 menit.

3.       Ambil dengan pipet larutan pada katode, tuangkan dalam plat tetes. Uji larutan tersebut dengan menggunakan indikator PP dengan perbandingan 5:3.

4.       Ambil dengan pipet larutan pada anode, tuangkan dalam plat tetes. Uji larutan tersebut dengan menggunakan indikator PP.

5.       Catat hasil pengamatan pada lembar pengamatan.

    VI.            LEMBAR PENGAMATAN

No	Elektrolit	Hasil Pengamatan		Larutan Katode + PP	Larutan anode + PP
		Katode	Anode
1	Larutan NaCl	banyak gelembung bening	banyak gelembung berwarna jingga	putih à putih	putih à merah
2	Larutan CuSO4	tidak ada gelembung	ada gelembung	hijau à hijau	hijau à hijau
3	Larutan KI	ada gelembung	ada gelembung	merah à merah	merah à merah
4	Larutan Pb(NO3)2	ada gelembung dan endapan hitam	ada gelembung	putih à keruh	putih à keruh

  VII.            PERTANYAAN

1.      Tulis persamaan elektrolisa larutan elektrode NaCl, CuSO₄, KI, dan Pb(NO₃)₂!

2.      Apa yang terbentuk pada masing – masing kutub (katode, anode). Bersifat apa larutan pada katode dan anode berdasar tes dengan PP?

3.      Jika elektrolit CuSO4 dengan arus 6A selama 5 menit, Ar Cu = 63,5. Berapa gr Cu terendapkan pada katode?

4.      Arus 10A dialirkan dalam larutan KI selama 10 menit. Jika diukur pada keadaan STP, Ar I = 127. Berapa gr?

5.      Untuk mendapatkan logam Zn sebanyak 12,5 gr kedalam  larutan ZnSO₄, dialirkan arus listrik berapa ampere, apabila elektrolisa berlangsung selama 5 detik dan Ar Zn = 65

VIII.            JAWABAN

1.      Larutan NaCl

Ionisasi            : NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-              x 2

                          H₂O  ↔ H⁺ + OH^-                 x 2

Katode             : Na⁺  → Na⁺                                      x 2

                          2H⁺ + 2e → H_2(g)

Anode              : 2Cl^- → Cl_2(g) + 2e

                          OH^- → OH^-                                                                     

                        2NaCl + 2H₂O → 2Na+ + 2OH^- + H₂ + Cl₂

Larutan CuSO₄

Ionisasi            : CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-          x 2

                          H₂O ↔ H⁺ + OH^-                   x 2

Katode             : Cu²⁺ + 2e → Cu                     x 2

                          H⁺ → H⁺                                                                   x 2

Anode              : SO₄^2- → SO₄^2-             x 2

                          2OH^- → O₂ + 2H⁺ + 4e

                        2CuSO₄ + 2H₂O → Cu + O₂ + 4H⁺ + 2SO₄^-

Larutan KI

Ionisasi            : KI ↔ K⁺ + I^-               x 2

                          H₂O → H⁺ + OH^-        x 2

Katode             : K⁺ → K⁺                      x 2

                          2H⁺ + 2e → H_2(g)

Anode              : 2I^- → I₂ + 2e

                          OH^- → OH^-                x 2

                        2KI + 2H₂O → I₂ + H₂ + OH^- + 2K⁺

Larutan Pb(NO₃)₂

Ionisasi            : Pb(NO₃)₂ ↔ Pb²⁺ + 2NO₃^-

                          H₂O ↔ H⁺ + OH^-                   x 2

Katode             : Pb2+ + 2e → Pb                    x 2

                          H⁺ → H⁺

Anode              : NO₃^- → NO₃^-              x 2

                          2OH^- → O₂ + 2H⁺ + 4e

                        2Pb(NO₃)₂ + 2H₂O → 2Pb +4 H⁺+ 2NO₃^- + O₂

2.      NaCl → Katode : H₂                

   Anode : Cl₂

                        NaCl bersifat Basa.

                        CuSO₄ → Katode : Cu

                                          Anode : O₂

                        CuSO₄ besifat Asam.

                        KI → Katode : H₂

                                   Anode : I₂

                        KI bersifat Basa.

                        Pb(NO₃)₂ → Katode : Pb

                                               Anode : O₂

                        Pb(NO₃)₂ bersifat Asam.

3.      Diketahui         : i = 6A

  t = 5 menit = 300 sekon

Ar Cu = 63,5

                        Ditanyakan      : gr Cu?

                        Jawab :

                        m =

                            =

                = 0,59 gr.

4.      Diketahui         : i = 10A

  t = 10 menit = 600 sekon

Ar I = 127

                        Ditanyakan      : gr I?

                        Jawab :

                        m =

                            =

                            = 7,89 gr.

5.      Diketahui         : m Zn = 12,5 gr

  t = 5 detik

 Ar Zn = 65

                        Ditanyakan      : i?

                        Jawab :

                        m =

                        12,5 =

                        1206250 = 162,5 . i

                                    i = 7423,0 A

    IX.            KESIMPULAN

1.      Suatu reaksi bisa disebut reaksi elektrolisis apabila reaksi tersebut terdiri dari 2 elektrode, yaitu elektrode negatif (katode) dan elektrode positif (anode).

2.      Suatu reaksi bisa disebut reaksi elektrolisis apabila menggunakan larutan elektrolit dan terjadi akibat arus istrik. Perubahan ion – ion dari elektrolit bergerak menuju elektrode yaitu :

a.      Ion positif bergerak menuju katode à kation

Mengalami reaksi Reduksi

b.      Ion negatif bergerak menuju anode à anion

Mengalami reaksi oksidasi.

Massa larutan dalam hukum Faraday dipengaruhi oleh besar kecilnya massa ekivalen (Ar/valensi), besar arus (ampere), dan waktu (detik).