ELEKTROKIMIA

rANGKUMAN ELEKTROKIMIA

Reaksi Reduksi Oksidasi

Reaksi yang melibatkan terjadinya transfer elektron diikuti dengan
perubahan bilangan oksidasi pada senyawa atau unsur yang terlibat
• Oksidasi adalah peristiwa hilangnya elektron dari suatu spesies yang menyebabkan naiknya bilangan oksidasi spesies tersebut
• Reduksi adalah peristiwa penambahan elektron pada suatu spesies yang menyebabkan turunnya bilangan oksidasi spesies tersebut
• Agen pengoksidasi adalah reaktan yang mengalami reduksi
• Agen pereduksi adalah reaktan yang mengalami oksidasi

Terminologi Redoks

Reaksi Redoks dan Reaksi Non Redoks

Reaksi Redoks:
• Reaksi pembakaran (C x H y + O 2    → CO 2 + H 2 O)
• Reaksi penggabungan (A + B   → C)
• Reaksi dekomposisi (AB  → A+ B)
Reaksi non redoks:
• Jenis reaksi penggantian:  (AB  +  CD   → AD  +  CB)
• Reaksi pengendapan
• Reaksi asam basa

Menyelesaikan Reaksi Persamaan reaksi redoks

1. Mengenali bahwa reaksi adalah proses oksidasi dan reduksi Bilangan oksidasi Zn naik dari 0 ke +2 dan Cu turun dari +2 menjadi 0. maka reaksi adalah reaksi oksidasi dan reduksi
2. Memisahkan proses menjadi dua buah setengah reaksi
   Oksidasi : Zn       →       Zn 2+
   Reduksi : Cu 2+    →    Cu
3. Menyeimbangkan massa kedua setengah reaksi
   Oksidasi : Zn       →       Zn 2+
   Reduksi : Cu 2+ →       Cu

4.  Menyeimbangkan muatan kedua setengah reaksi
Oksidasi : Zn  → Zn 2+  + 2e
Reduksi : Cu 2+  + 2e → Cu
5. Mengalikan masing‐masing persamaan reaksi dengan faktor
yang sesuai
Oksidasi : Zn → Zn 2+  + 2e 1X
Reduksi : Cu 2+  + 2e→ Cu 1X
6. Menjumlahkan kedua setengah reaksi untuk menghasilkan
persamaan reaksi yang seimbang
Zn + Cu 2+  → Zn 2+  + Cu
7.  Menghitung kembali kesetimbangan massa dan muatan

 Menyelesaikan Persamaan Reaksi Redoks  (dalam larutan asam)

Misal : VO 2 + (aq) + Zn (s) → VO 2+ (aq) + Zn 2+
1. Mengenali bahwa reaksi adalah proses oksidasi dan reduksi
Bilangan oksidasi Zn naik dari 0 ke +2 dan V turun dari +5 menjadi +3 maka reaksi adalah reaksi oksidasi dan reduksi

1. Memisahkan proses menjadi dua buah setengah reaksi
   Oksidasi : Zn  → Zn 2+Reduksi : VO 2+ → VO 2+
2. Menyeimbangkan massa kedua setengah reaksi
   Oksidasi : Zn → Zn 2+
   Reduksi : VO 2+ → VO 2+
   Pada larutan asam, H 2 O ditambahkan pada sisi yang kekurangan
   oksigen
   VO 2+ + 2H + → VO 2+ + H 2 O
3. Menyeimbangkan muatan kedua setengah reaksi
   Oksidasi : Zn → Zn 2+  + 2e
   Reduksi : VO 2+ + 2H + + e →VO 2+ + H 2 O
4. Mengalikan masing‐masing persamaan reaksi dengan faktor yang
   sesuai agar jumlah elektron sama
   Oksidasi : Zn →Zn 2+  + 2e 1X
   Reduksi : VO 2+ + 2H + + e→VO 2+ + H 2 O 2X
5. Menjumlahkan kedua setengah reaksi untuk menghasilkan persamaan reaksi yang seimbang
   Zn + 2 VO 2+ + 4H + →2 VO 2+ + 2 H 2 O + Zn 2+

7.  Menghitung kembali kesetimbangan massa dan muatan

Menyelesaikan Persamaan Reaksi Redoks (dalam larutan basa)

Misal : MnO 4‐ (aq) + HO 2- (aq)  → MnO 42- (aq) + O 2 (g)
1. Mengenali bahwa reaksi adalah proses oksidasi dan reduksi
Bilangan oksidasi O naik dari ‐1 ke 0 dan Mn turun dari +7 menjadi +6 maka reaksi adalah reaksi oksidasi dan reduksi

1. Memisahkan proses menjadi dua buah setengah reaksi
   Oksidasi : HO 2- →O 2
   Reduksi : MnO 4‐ → MnO 4 2-
2. Menyeimbangkan massa kedua setengah reaksi
   Oksidasi : HO 2- →O 2
   Reduksi : MnO 4‐ → MnO 42-
   Pada larutan basa, OH ‐ ditambahkan pada sisi yang kelebihan oksigen
   HO 2- + OH – →O 2  + H 2 O + 2e

4.  Menyeimbangkan muatan kedua setengah reaksi
Oksidasi : HO 2- + OH ‐ → O 2  + H 2 O + 2e
Reduksi : MnO 4– + e → MnO 42-

1. Mengalikan masing‐masing persamaan reaksi dengan faktor yang
   sesuai agar jumlah elektron sama
   Oksidasi : HO 2- + OH ‐ → O 2  + H 2 O + 2e 1X
   Reduksi : MnO 4‐ + e → MnO 42- 2X
2. Menjumlahkan kedua setengah reaksi untuk menghasilkan persamaan
   reaksi yang seimbang
   HO 2- + OH – + 2 MnO 4– → O 2  + H 2 O + 2 MnO 42-

7.  Menghitung kembali kesetimbangan massa dan muatan

Sel Elektrokimia

Ada 2 jenis sel elektrokimia
1. Sel Elektrolisis adalah sel yang membutuhkan suatu sumber arus listrik luar untuk menyebabkan reaksi non spontan
2. Sel Volta/Sel Galvanis adalah sel elektrokimia dimana suatu reaksi kimia spontan dapat menghasilkan energi listrik untuk digunakan pada suatu sirkuit luar.

Arus listrik masuk dan keluar dari sel elektrokimia melalui elektroda. Reaksi-reaksi reduksi dan oksidasi terjadi pada permukaan elektroda.
Elektroda inert bila elektroda tidak ikut bereaksi
Ada 2 jenis elektroda:

1. Katoda tempat reaksi reduksi terjadi
2. Anoda tempat reaksi oksidasi terjadi

Perubahan Kimia yang Menghasilkan Aliran Listrik

• Kedua sel terpisah sehingga transfer elektron terjadi melalui
  suatu sirkuit luar
• Masing‐masing setengah sel mengandung suatu spesies yang
  tereduksi dan teroksidasi yang memiliki kontak satu sama lain
• Kedua setengah sel tersebut dihubungkan dengan suatu jembatan garam

Elektrolisis : Perubahan Kimia Karena Adanya Energi Listrik

Anoda, oksidasi: 2 Cl –  → Cl 2 (g) + 2e
Katoda, reduksi : 2Na + + 2e → 2 Na(l)
2 Cl– + 2 Na + → 2 Na (l) + Cl 2 (g)  E net = ‐4V

Anoda, oksidasi : 2I – (aq)→ I 2 (s) + 2e E o = ‐0.535 V

Katoda, reduksi :2H 2 O (l) + 2e → H 2 (g) + 2OH – (aq)

E o = ‐0.83 V

2I – (aq) + 2H 2 O (l) → I 2 (s) + H 2 (g) + 2OH – (aq)

E o net = ‐1.37 V

Menghitung Elektron

Kuat Arus, I ( A)=muatan listrik (C)/time ( s)
Time (s) x kuat arus (A) = muatan (C) → mol e → mol reaktan yang terlibat

Potensial Elektrokimia

Elektron yang dihasilkan pada anoda bergerak ke katoda
dengan gaya elektromotif (emf).
• Gaya ini timbul karena adanya perbedaan energi potensial
listrik elektron antara 2 elektroda.
• Kerja yang dilakukan sebanding dengan jumlah elektron
(jumlah muatan listrik) yang bergerak dari energi potensial
tinggi ke energi potensial rendah dan pada beda energi
potensial.

Kerja listrik = muatan x beda energi potensial
W (joule) = 1 volt x 1 coulomb

1 colulomb adalah jumlah muatan yang melalui suatu titik dalam
suatu sirkuit dimana arus 1 ampere mengalir selama 1 detik.

Potensial Elektroda Standar

• Potensial elektroda standard adalah jumlah kuantitatif yang
menyatakan kecenderungan suatu reaktan dalam keadaan
standar untuk menghasilkan produk
ΔG orxn = ‐nFE o
• Reaksi akan menghasilkan produk jika mempunyai nilai
E o > nol

Menghitung Potensial E odalam Suatu Sel Elektrokimia

Zn→      Zn 2+ + 2e
Cu 2+ + 2e →Cu
Zn + Cu 2+ → Zn2+ + Cu
Potensial hidrogen standard:
2 H3O +  (aq)+ e → H2(g, 1bar) + 2 H2O (l) E o = 0.00 V

Menggunakan Potensial Standar

Sel Elektrokimia Pada Keadaan Tidak Standar

E = Eo – (RT/nF).ln Q

Pada keadaan setimbang

 Aplikasi Elektrokimia

• Baterai

– Primer / Nonrechargable: baterai alkalin; baterai merkuri,
perak; baterai Li

– Sekunder / Rechargable: Lead‐Acid battery, (Ni‐MH)
battery, Lithium‐ion battery

• Fuel cell
• Elektroplating
• Pencegahan korosi