1 / 42

REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA. PENYETARAN REAKSI REDOKS. Dalam menyetarakan reaksi redoks JUMLAH ATOM dan MUATAN harus sama. Metode ½ Reaksi. Langkah-langkah: Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya.

lilli
Télécharger la présentation

REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

  2. PENYETARAN REAKSI REDOKS Dalam menyetarakan reaksi redoks JUMLAH ATOM dan MUATAN harus sama

  3. Metode ½ Reaksi • Langkah-langkah: • Tuliskan ½ reaksi reduksi / ½ reaksi oksidasi • Samakan jumlah atom-atom yang berubah biloksnya. • Samakan Jumlah O dan H dengan cara: • a. Suasana Asam • * Samakan O dengan menambahkan H2O • * Samakan jumlah H dengan Menambah H+ • b. Suasana Basa • * Samakan O dengan menambah OH- sebanyak 2 x kekurangannya. • * Samakan H dengan menambahkan H2O • 4. Samakan muatnnya dengan menambahkan elektron ( e- )

  4. Setarakan reaksi : MnO4- + Fe2+ Mn2++ Fe3+ +7 +2 +2 +3 ½ Red, MnO4- Mn2+ + 8 H+ + 5 e - + 4 H2O x1 x5 + e ½ Oks, Fe2+ Fe+3 ½ Red, MnO4- + 8 H++ 5 e - Mn2+ + 4 H2O ½ Oks, 5 Fe2+ 5 Fe+3 + 5 e - Mn2++ 5 Fe3+ + 4 H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+

  5. Setarakan reaksi : MnO4- + Fe2+ MnO2 + Fe3+ +7 +2 +4 +3 ½ Red, MnO4- MnO2 + 2 H2O + 3 e - + 4 OH- x1 x3 + e ½ Oks, Fe2+ Fe+3 ½ Red, MnO4- + 2 H2O+ 3 e - MnO2+ + 4 OH- ½ Oks, 3 Fe2+ 3 Fe+3 + 3 e - MnO4- + 3 Fe2+ + 2 H2O MnO2 + 3 Fe3+ + 4 OH-

  6. Metode Bilangan Oksidasi • Tentukan reaksi ½ Reaksi redusi dan ½ Reaksi oksidasi’ • Samakan atom-atom yang berubah biloksnya. • Tentukan perubahan biloksnya.(dikalikan dengan jumlah atomnya) • Gunakan perubahan biloksnya sebagai koefisien dengan cara menyilangkan. • Setarakan muatanya, dalam suasana basa dengan OH-, dalam asam dengan H+ (sekaligus menyamakan H dan O )

  7. Setarakan reaksi : MnO4- + Fe2+ Mn2++ Fe3+ +7 +2 +2 +3 Biloks turun 5 Biloks naik 1 MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2++ 5 Fe3+ + 4 H2O

  8. SEL ELEKTROKIMIA SEL VOLTA / GALVANI SEL ELEKTROLISA MENGHASILKAN LISTRIK MEMERLUKAN LISTRIK

  9. Sel Galvani anoda oksidasi katoda reduksi Reaksi redoks spontan 19.2

  10. PENULISAN PREAKSI PADA SEL VOLTA Ada3 cara penulisan • Reaksi elektroda : menggambarkan reaksi pada masing-masing elektroda • Katoda : Cu2+ + 2 e Cu • Anoda : Zn Zn2+ + 2 e • Reaksi Sel: Merupakan penjumlahan dari reaksi elektroda. • Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu • Notasi Sel: Menggambarkan perubahan pada ion-ionnya. • Zn / Zn2+ // Cu2+/ Cu

  11. 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) Standard Reduction Potentials Standard reduction potential (E0) adalah potensial yang berkaitan dengan reaksi reduksi pada elektroda bila semua zat terlarut berkonsentrasi 1 M dan semua gas pada 1 atm. Reduction Reaction E0= 0 V Standard hydrogen electrode (SHE)

  12. 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm) Potensial Reduksi Standar logam Zn Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) Anode (oxidation): Cathode (reduction): 19.3

  13. E0 = EH /H - EZn /Zn E0 = 0.76 V E0 = Ecathode - Eanode cell cell cell Standard emf (E0 ) cell 0 0 0 0 2+ + 2 0.76 V = 0 - EZn /Zn 0 2+ EZn /Zn = -0.76 V 0 2+ Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V Standard Reduction Potentials Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 19.3

  14. 0 0 0 Ecell = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2 0.34 = ECu /Cu - 0 0 2+ ECu /Cu = + 0.34 V o 2+ Eo = Ecathode - Eanode E0 = 0.34 V cell cell 0 0 H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e- 2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s) H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M) Standard Reduction Potentials Cu Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) Anode (oxidation): Cathode (reduction):

  15. Zn (s) + Cu2+(aq) Cu (s) + Zn2+(aq) Sel Galvani • Perbedaan potensial listrik antara katoda dan anoda disebut: • cell voltage (potensial sel) • electromotive force (emf) (gaya gerak listrik • cell potential (potensial sel) Notasi Sel [Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) anoda katoda 19.2

  16. Cd2+(aq) + 2e- Cd (s)E0 = -0.40 V Cr3+(aq) + 3e- Cr (s)E0 = -0.74 V Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- E0 = 0.34 V E0 = -0.40 – (-0.74) E0 = Ecathode - Eanode cell cell cell 2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) 0 0 2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s) Berapa E sel yang tersusun atas elektroda Cd dalam 1,0 M Cd(NO3)2 dan elektroda Cr dalam 1,0 M Cr(NO3)3 ? (Data Eo lihat tabel Hal. 57.) Cd is the stronger oxidizer Cd will oxidize Cr x 2 Anode (oxidation): Cathode (reduction): x 3 19.3

  17. PERSMAAN NERNST Untuk kondisi larutan yang tidak standar (konsentrasi tidak 1 M ) maka Potensial sel ditentukan dengan persamaan Nernst. Esel = Eosel - log K 0,0592 n EOsel pada keadaan standar (dicari dulu) n = Jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi K = Tetapan kesetimbangan

  18. Jawab: • Soal No. 29 hal 60 0,0592 Esel = Eosel - log K n n=2 Eosel= EoCu - EoZn Zn Zn2+ + 2e Cu2+ + 2e Cu = +0,34 – (-0,76) = + 1,10 Volt 0,0592 1 M Esel = + 1,10- log 2 2 M = +1,109 volt

  19. Jawab: • Soal No. 30 hal 60 Mg+2 0,0592 Esel = Eosel - log Ag+ n n=2 Eosel= EoAg - EoMg Mg Mg2+ + 2e 2Ag+ + 2e 2Ag = +0,8 – (-2,37) = + 3,17 Volt 0,0592 0,01 Esel = + 3,17- log 1 2 = + 3,2292 volt

  20. REAKSI AKAN BERLANGSUNG SPONTAN JIKA MEMILIKI HARGA EOSEL ( + ) REAKSI TIDAK AKAN BERLANGSUNG JIKA MEMILIKI HARGA EOSEL ( - )

  21. DG0 = -nFEcell 0 0 0 0 0 = -nFEcell Ecell Ecell Ecell F = 96,500 J RT V • mol ln K nF (8.314 J/K•mol)(298 K) ln K = 0.0257 V 0.0592 V log K ln K n (96,500 J/V•mol) = n n = = Kespontanan reaksi Redoks DG = -nFEcell n = jumlah elektron yang diserah terimakan = 96,500 C/mol DG0 = -RT ln K

  22. Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- + 2NH4(aq) + 2MnO2(s) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O (l) Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s) SEL KOMERSIAL Batteries Dry cell Leclanché cell Anode: Cathode:

  23. Zn(Hg) + 2OH- (aq) ZnO (s) + H2O (l) + 2e- HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH-(aq) Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l) Batteries Mercury Battery Anode: Cathode:

  24. Batteries Solid State Lithium Battery

  25. Pb (s) + SO2- (aq) PbSO4 (s) + 2e- 4 PbO2(s) + 4H+(aq) + SO2-(aq) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O (l) 4 Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (aq) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4 Batteries Lead storage battery Anode: Cathode:

  26. 2H2 (g) + 4OH- (aq) 4H2O (l) + 4e- O2(g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH-(aq) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) Batteries A fuel cell is an electrochemical cell that requires a continuous supply of reactants to keep functioning Anode: Cathode:

  27. SEL ELEKTROLISIS Kutub + Kutub - Terjadi persaingan untuk mengalami Reduksi. Siapa yang menang ? Terjadi persaingan untuk mengalami Oksidasi.Siapa yang menang ? H2O H2O H2O Larutan H2SO4 H2O SO42- H+ H+ SO42- H+

  28. REAKSI PADA ELEKTRODA Reaksi Pada Katoda ( - ) tergantung pada jenis kationnya (ion positif) * ion logam aktif (Gol I A, II A, Al dan Mn ) tidak direduksi yang direduksi air. 2H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH- * Kation lain akan direduksi. Mx+ + x e M

  29. REAKSI PADA ANODA Dipengaruhi oleh jenis anoda yang digunakan dan jenis anionnya. Sisa asam Oksi tidak dioksidasi yang dioksidasi air (SO42- NO3- ) 2H2O 4H+ + 2 O2 + 4e Inert, C, Pt, Au Anion Sisa asam lain dan OH- dioksidasi 2 X- X2 (g) +2e Anoda Anoda tidak inert akan teroksidasi M Mx++ x e

  30. Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda dan anoda pada lektrolisis: a. Larutan KCl elektroda grafit. b. Larutan K2SO4 elektroda grafit. c. Larutan Cu(NO3)2 elektroda Cu d. Lelehan MgCl2 eletroda platina e. Larutan NaOH elektroda grafit

  31. Jawab • Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OH- • Anoda (+) Anoda 2 Cl- -------- Cl2 + 2 e • B. Katoda (-) Reduksi 2H2O + 2 e --------- H2 + 2OH- • Anoda (+) Anoda 2 H2O -------- O2 + 4 H+ 4 e • C. Katoda (-) Reduksi Cu2+ + 2 e ------- Cu • Anoda (+) Anoda Cu ----------- Cu+2 + 2e • D. Katoda (-) Reduksi Mg2+ + 2 e ------- Mg • Anoda (+) Anoda 2 Cl- -------- Cl2 + 2 e

  32. HUKUM FARADAY Hukum Faraday I : Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik ( Q ) yang digunakan. G ≈ Q Q = i. t G = i. t Waktu (detik) Kuat Arus Hukum Faraday II : Massa zat yang dibebaskan pada elektroda berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu. G ≈ ME G = k . i. t . E k = G = Ar 1 i. t . E ME = Biloks 96500 C 96500 C

  33. Hubungan kwantitatif jumlah arus, mol e-, pH dan volum gas i. t F = i. t 96500 C Mol e- = 96500 C C F = 96500 C C Mol e- = 96500 C F = mol e- Dengan konsep Stoikiometri kita dapat mengubah mol e- Mol H+ / OH- pH Mol e- Massa / Volume Mol Zat

  34. Soal: Jika kuat arus sebesar 5 Amper dilewatkan kedalam 1 liter larutan CuSO4 selama 5 menit dengan menggunakan elektroda Pt. Maka tentukanlah : a. Reaksi elektrodanya b. Massa endapan yang terbentuk. Ar Cu 63,5 c. Volume gas yang terbentuk. Diukur pada suhu 27 oC tekanan 1 atm. d. pH larutan setelah elektrolisis. (volume larutan dianggap idak berubah). Kerjakan soal-soal latihan yang ada pada buku ! No 45 s/d 50

  35. Menurut Hukum Faraday II. Massa zat yang dihasilkan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan Massa Ekivalen zat. Untuk beberapa sel yang disusun seri berlaku : G1 : G2 = E1 : E2

  36. ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL DIAFRAGMA 2 Cl-Cl2(g) + 2 e- 2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH- Pada Ruang katoda dihasilkan larutan NaOH yang tercampur dengan NaCl

  37. 70 0C Ni (s) + 4CO (g) NiCO4(g) 200 0C NiCO4(g) Ni (s) + 4CO (g) Cu (s) (impure) Cu2+(aq) + 2e- Cu2+(aq) + 2e- Cu (s) (pure) Purification of Metals Distillation Electrolysis Zone refining Prinsp : logam yang akan dimurnikan harus dipasang sebagai ANODA Sebagai katoda harus logam murni. 20.2

  38. ELEKTROLISIS NaCl DENGAN SEL MERCURI Anoda Hg bertindak sebagai katoda Sebagai hasil sampingan adalah Campuran NaOH dan NaCl. Bagaimana memisahkannya ?

  39. Industrial Electrolysis Processes

  40. Corrosion RUSAKNYA PERMUKAAN LOGAM AKIBAT REAKSI DENGAN UDARA ( O2 dibantu air)

  41. PERLINDUNGAN KATODA / PENGORBANAN ANODA Prinsip : Logam yang lebih reaktif (Eo kecil) akan lebih dahulu berkarat. Syarat : Logam yang akan digunakan untuk melindungi harus lebih reaktif

  42. Anoda dikorbankan untuk melindungi Katoda

More Related