Selasa, 09 Desember 2014

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS

B. SEL ELEKTROKIMIA
    Dalam sel elektrokimia reaksi redoks spontan menghasilkan listrik.
     Apabila logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga dan sedikit demi sedikit logam seng itu larut. Reaksi yang terjadi adalah reduksi ion tembaga (II) dan oksidasi seng.
Zn (s)   +   Cu2+  (aq)  ----->      Zn 2+ (aq)   +   Cu (s)

Reaksi pada percobaan pertama merupakan contoh reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang berlangsung serta merta. Reaksi ini disertai pembebasan energi berupa panas yang ditandai dengan naiknya suhu larutan. 
  Reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber listrik. Perlu diingat bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Tiap elektron membawa arus listrik sebesar1,6 x 10-19 coulomb dengan reaksi redoks. Kita telah mengetahui bahwa pada reaksi redoks terjadi pemindahan elektron dari reduktor ke oksidator. Pada contoh diatas, elektron berpindah dari Zn ke Cu2+  . Ion-ion  Cu2+ datang ke permukaan logam Zn, meyerap dua elektron lalu mengendap. Sementara itu, atom-atom Zn, setelah melepaskan dua elektron larut sebagai ion  Zn2+ . Dalam hal seperti itu, tidak ada arus listrik karena elektron berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+  . Supaya menghasilkan listrik, maka logam seng dan ion Zn2+  dipisahkan seperti pada gambar kedua di atas. Rangkaian seperti itu disebut Sel Volta
    Logam seng dicelupkan pada larutan yang mengandung ion Zn2+  ( larutan garam seng) sementara sepotong logam tembaga dicelupkan pada larutan ion Cu2+  (larutan garam tembaga II). Logam seng akan larut melepas elektron.
Zn (s)  ----->    Zn2+ (aq)   +  2e
Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam seng itu. Elektron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar. Ion Cu2+  akan mengambil elektron dari logam tembaga kemudian mengendap.
 Cu2+(aq)   + 2e  ----->    Cu (s).

Dengan demikian rangkaian tersebut dapat menghasilkan aliran elektron (listrik). Akan tetapi bersamaan dengan melarutnya logam seng, larutan dalam labu A menjadi bermuatan positif. Hal ini akan menghambat pelarutan logam seng selanjutnya. Sementara itu larutan labu B akan bermuatan negatif seiring dengan mengendapnya ion  Cu2+  . Hal ini akan menahan pengendapan ion Cu2+  . Jadi aliran elektron yang disebut diatas tidak akan berkelanjutan. Untuk menetralkan muatan listriknya kedua labu A dan B dihubungkan dengan suatu jembatan garam, yaitu larutan garam (seperti NaCl dan KNO3) dalam agar-agar. Ion negatif dari jembatan garamakan bergerak ke labu A untuk menetralkan ion  Zn2+ . Sedangkan ion-ion positifnya akan bergerak ke labu B, untuk menetralkan ion-ion SO42- .  Pada kenyataannya tidak ada arus listrik yang dapat diukur tanpa kehadiran jembatan garam tersebut. Jembatan garam melengkapi rangkaian tersebut menjadi suatu rangkaian tertutup.
   Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian sel elektrokimia di atas disebut elektroda. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron, maka anode adalah kutub positif. Pada sel elektrokimia di atas anode adalah logam seng dan katode adalah logam tembaga.
   Selanjutnya, telah disepakati suatu cara menyatakan sel elektrokimia. Anode selalu digambarkan di sebelah kiri dan kotode disebelah kanan. Notasi sel kimia di atas dituliskan sebagai berikut :
     Zn  |  Zn2+   ǁ  Cu2+   |  Cu 
Notasi tersebut menyatakan bahwa di anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+   , sedangkan di katode terjadi reduksi Cu2+ menjadi Cu. Dua garis sejajar (ǁ) yang memisahkan anode dan katode adalah jembatan garam.

C. POTENSIAL ELEKTRODE DAN POTENSIAL SEL
Perbedaan potensial antara kedua elektrode dalam sel elektrokimia memberikan harga potensial sel.
    Pada rangkaian sel volta elektron mengalir dari elektride Zn ke elektrode Cu, sebaliknya. Kenyataan ini menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasi (lebih mudah melepaskan elektron) dari pada Cu, sebaliknya Cu2+  lebih mudah terduksi (lebih mudah menyerap elektron ) daripada ion Zn2+  . Jadi, elektrode Zn lebih negatif daripada elektrode Cu.
   perbedaan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode Zn dan Elektrode Cu. Perbedaan rapatan muatan itu menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu yang mendorong elektron mengalir. Selisih potensial itu disebut potensial sel dan diberi lambang Esel  . potensial sel disebut juga gaya gerak listrik (ggl = emf atau elektromotive force).
   Apabila konsentrasi potensial ion Cu2+   dan Zn2+   masing-masing 1 M, maka sel volta pada gambar diatas mempunyai potensial sel yang diukur pada 25 derajat C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan 1 atm disebut Potensial sel standar dan diberi lambangEo sel    .

1. Potensial Elektroda.
    Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam-logam atau spesi lain untuk memngalami oksidasi dan reduksi. Misalnya jika pada elektroda Zn/Zn2+pada Gambar di bawah ini diganti dengan elektrode Ag/Agternyata elektron mengalir dari elektrode Cu ke elektode Ag menghasilkan potensial sel standar ( Eo sel  ) = 0,45 volt. Jadi tembaga lebih mudah teroksidasi daripada perak. Berdasarkan data diatas urutan kecenderungan terosidasi dari logam-logam Zn, Cu, dan Ag adalah  Zn> Cu > Ag.
Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu elektrode ditetapkan suatu elektrode pembanding, yaitu elektrode hidrogen (lihat gambar diatas). Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen yang dialirkan ke dalam larutan asam (H+) melalui logam innert yaitu platina. Dalam susunan ini gas hidrogen diaadsorbsi oleh permukaan logam platina, sehingga bukan logam platina lagi yang kontak dengan larutan asam melainkan hidrogen. Potensial yang dihasilkan oleh suatu elektrode ( M ) dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode.itu dapat dinyatakan dengan lambang E. Apabila pengukuran dilakukan dalam keadaan standar, yaitu pada suhu 25 derajat C dan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 M disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang Eo  . Harga potensial elektrode standar ( Eo  ) dari berbagai elektrode terlampir pada tabel di bawah ini


   Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan dengan elektrode hidrogen pempunyai elektrode yang bertanda positif (diberi tanda positif), sedangkan elektrode yang sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif. Pada daftar potensial standar dapat diamati bahwa elektrode yang mempunyai Eo bertanda negatif di tempatkan di atas elektrode hidrogen, sedangkan yang bertanda positif di bawahnya. Jadi dari atas ke bawah menunjukkan urutan kecenderungan untk mengalami reduksi; makin ke bawah makin mudah mengalami reduksi, sebaliknya makin ke atas makin mudah mengalami oksidasi.
   Menurut kesepakan (konvensi), potensial elektrode dikaitkan denngan reaksi reduksi. Jadi, potensial elektrode sama dengan potensial reduksi. Adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan

Contoh :
Ditentukan potensial elektrode Mg/Mg 2+ = -2,34 volt, berarti potensial reduksi ion Mg = -2,34 volt, sedangkan potensial oksidasi Mg manjadi Mg 2+ = + 2,34 volt
Mg 2+   + 2e    ---->    Mg (s)      Eo = -2,34 V
Mg (s)    ---->      Mg2+  + 2e    Eo = +2,34 V

2. Potensial Sel
Potensial sel volta ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel volta dapat juga dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif ( katode) dan potensial elektrode negatif (anode)
Eo sel  =  Eo (+)   -  Eo (-)
E°sel = E°katode – E°anode
E°sel = E°reduksi – E°oksidasi
Katode adalah eletrode yang mempunyai harga Eo lebih besar (lebih negatif).
Perhatikan contoh soal berikut !
Suatu sel volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode hidogen standar. Voltmeter menunjukkan angka 0,34. Tentukan harga potensial elektrode Cu!
Jawab:
Reduksi : Cu2+(aq) + 2 e    ---->  Cu(s)
Oksidasi : H2(g)    ---->   2 H+(aq) + 2 e–
E°sel   =    E°katode – E°anode
E°sel   =    E° Cu2+/Cu – E° H2/H+
0,34    =    E° Cu2+/Cu – 0
E° Cu2+/Cu    = 0,34 volt

3. Beberapa Sel Volta Potensial
D. REAKSI REDOKS SPONTAN
E. KOROSI
F. ELEKTROLISIS
   Hukum-Hukum Faraday


0 komentar:

Poskan Komentar

Subscribe to RSS Feed Follow me on Twitter!