Reaksi oksidasi-reduksi atau redoks , melibatkan perubahan dalam keadaan oksidasi pereaksi pereaksi . dalam kebanyakan contoh sederhana terdapat kehilangan electron yang sesungguhnya oleh satu peraksi dan perolehan electron padanannya oleh pereaksi yang lain . bila aliran electron yang menyertai suatu reaksi membentuk arus listrik , maka perubahan kimia itu dirujuk sebagai elektrokimia.

Asas kesertamertaan dan kesetimbangan yang berlaku untuk reaksi elektrokimia dapat juga diterapkan untuk reaksi reaksi redoks dalam larutan .

elektrokimia adalah disiplin ilmu kiia yang mempelajari tentang perubahan zat yang menghasilkan arus listrik atau perubahan kimia disebabkan arus listrik

Reaksi elektrokimia dapat dibagi menjadi dua  :

Sel volta / sel gavani Sel elektrokimia
Energi → kimia energy listrik Energi → listrik energy kimia
Reaksi → pada katoda : reduksi

Anoda           : oksidasi

Reaksi → pada katoda : reduksi

Anoda           : oksidasi

Katoda : kutub +

Anoda  : kutub  –

Katoda : kutub –

Anoda  : kutub +

Contoh : sel kering , sel aki Contoh : penyepuhan pemurnian logam

 

  1. Sel volta (sel galvani)

Sel volta adalah suatu sel yang didalam nya terjadi reaksi redoks spontan yang menghasilkan energy listrik .energi yang terjadi disebabkan adanya beda potensial anatara electrode positif (katode) dan electrode negative (anode )

Pada katode terjadi reaksi reduksi sedangkan pada anode terjadi reaksi oksidasi , sehingga terjadi aliran electron dari anode dan katode

  • Deret volta

Unsure unsure dapat disusun berdasarka nilai potensial reduksinya yang disebut deret volta . deret volta disusun berdasarkan nilai potensial reduksi yang makin besar . untuk diingat bahwa hydrogen memiliki potensial reduksi 0 volt

Makin kekanan nilai potensial reduksi makin besar , sehingga makin mudah direduksi atau sifat oksidator makin kuat dan sebaliknya

  • Li sampai Ni mudah mengalami oksidasi , umumnya bersifat reduktor .
  • Cu sampai Au umumnya mudah mengalami reduksi , umumnya bersifat oksidator .
  • Unsur yang disebelah kiri (E0 lebih kecil ) dapat mereduksi (membebaskan,mengusir, ,mendesak,mengendapkan )unsure yang disebelah kanan (E0 lebih besar )
  • Semakin kekanan , sifat reduktor makin lemah (sukar teroksidasi )

Cara praktis menghafal deret volta :

Liat Kalo Baginda Caisar Nanti Mangkat AlaMana Akhir (air/H2O) Zaman Crita Fenuh Nikmat (H)Crupuk Hangus Agaik Pait Au

 

rangkaian selvota

Jika dilihat dari deret volta ,posisi Cu dikanan dan Zn dikiri , sehingga nilai potensial reduksi Cu lebih besar dibandingkan potensial reduksi Zn . maka dapat diambil kesimpulan bahwa 1/2 reaksi yang terjadi .

Selain dengan cara penjumlahan diatas , untuk mencari E0sel  dapat menggunakan rumus

Notasi  penulisan sel volta

Zn  l Zn2+   l l Cu  l Cu2+

   Anoda                katoda

                               Tanda     l  l    disebut jembatan garam

Baca juga :

 

 

2.Aspek kuantitatif elektrolisis

Elektrolisis adalah peruraian  zat elektrolisis dengan menggunakan arus listrik searah . dalam sel elektrolisis digunakan 2 elektroda yaitu :

  • Katoda    kutub negative, terjadi reaksi reaksi reduksi
  • Anoda kutub positif ,terjadi reaksi oksidasi

       Agar mudah mengingat nya (untuk membedakan dari sel volta )

K  N   A  P  E  : Katode Negative Anode Positif sel Elektrolisis

Reaksi pada katode dan anode

Ada 2 jenis electrode yang harus diketahui berkaitan dengan reaksi dikatode dan dianode yaitu :

  • Electrode inert (Pt,C,Au) : yaitu electrode yang tidak ikut bereaksi
  • Elektrode tidak inert (selain Pt,C,Au ) yang akan teroksidasi pada anode .

Reaksi di katode

  • Ion logam I A , II A , Al3+ , dan Mn2+ dalam larutan tidak direduksi , yang direduksi adalah air

2H2O(l)  + 2 e →   2OH(aq)  + H2(g)

  • Ion logam selain nomor 1 dalam larutan akan direduksi menjadi endapan logam nya

Lx+ (aq) + xe → L(s)

  • Ion H+ direduksi menjadi gas H2

2H+ 2e  →H2

Reaksi di anode

  • Jika anion merupakan sisa asam oksi atau garam oksi seperti SO42- , PO43- , NO3 dan lain lain , maka yang dioksidasi adalah H2O

2H2O(l)  → O2(g) + 4 H+ (g) + 4 e

  • Ion halide akan teroksidasi menjadi halogen

2X(aq) → X2(s) + 2e

  • Ion OH teroksidasi menjadi air dan O2

4 OH→2H2O + O2 + 4 e

Hukum dasar elektrolisis disusun dan ditulis oleh Michael Faraday (1791-1867). Berdasarkan percobaan yang dilakukan , faradaymenemukan hubungan kuantitatif antara masa zat yang dihasilkan dengan jumlah listrik yang digunakan selama elektrolisis berlangsung . hasil pecobaan itu dikenal dengan hukum faraday .

Hukum faraday I

massa zat yang dihasilkan suatu elektrode dalam proses elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan

Apabila arus listrik 1 faraday dialirkan kedalam sel maka akan dihasilkan 1 ekuivalen zat yang disebut dengan massa ekuivalen zat itu , disingkat e . arus sebesar 1 faraday mengalirkan 1 mol elektron .

Contoh :

  1. Ag+ (aq) + 1 e → Ag (s)

            1 mol                 1 mol           1 mol Ag    

Ion Ag+           elektron

1 mol ion Ag+ membutuhkan 1 mol elektron (1 F) untuk mendapatkan 1 mol Ag . jadi , 1 F menghasilkan 108 gram Ag atau e Ag = 108 : 1

 

  1. Cu+2 (aq) + 2 e → Cu (s)

2 mol                 2 mol           2 mol Cu    

Ion Cu+2           elektron

½  mol ion Cu+2 membutuhkan 1 mol elektron (1 F) untuk mendapatkan  mol Cu . jadi , 1 F menghasilkan 63,5 : 2  gram Ag atau e Ag = 63,5 : 2

 

Dapat disimpukan  e = Ar : z

 

Keterangan :

e    =   Masa ekuivalen

Ar  =   masa atom relative

Z    =   jumlah muatan

 

Terbukti bahwa masa zat yang dihasilkan berbanding langsung dengan jumlah elektron yang dialirkan melalui larutan yang mengandung ion tersebut , sedangkan jumlah elektron yang dialirkan berhubungan dengan muatan listrik yang digunakan . satuan banyak nya arus listrik yang digunnakan adalah coloumb , yaitu kuat arus dalam amper dikali waktu dalam detik

rumus:

C =  I x t

jadi muatan 1 mol  elektron =       

Angka 96.500 coulomb /mol disebut dengan teta

pan faraday (F)

1 F = 96.500 coulomb

Keterangan :

W = masa zat yang dihasilkan (gram)

F  = tetapan faraday

i   = kuat arus (ampere)

t  =  waktu (sekon)

contoh soal :

  1. Dalam elektrolisis FeSO4 (aq) digunakan listrik sebesar 0,4 faraday . hitug Fe yang dihasilkam dikatode !

Jawab :

FeSO4 (aq) → Fe+2(aq) + SO4 -2 (aq)

Katode (-) : Fe+2(aq) + 2 e- → Fe (s)

Z = 2

W Fe = e x F gram

=  56 : 2 x 0,4 gram = 11,20 gram

  1. Kedalam 100 ml larutan Cu2Cl 2 M dialirkan arus sebesar 10 amper . berapa waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua ion tembaga ?

  1. Arus sebesar 0,1 faraday dialirkan kedalam 500 ml larutan KI , apabila volume larutan dianggap tetap , berapa pH larutan setelah dielektrolisis selesai ?

 

Hukum  Faraday II

Massa zat yang dihasilkan pada suatu electrode berbanding lurus dengan masa ekuivalen zat

contoh soal  :

1. jika

Tinggalkan Balasan

Alamat email Anda tidak akan dipublikasikan. Ruas yang wajib ditandai *