Halaman
23Anda tentu mengenal baterai, alat yang dapat menghasilkan arus listrik.Berbagai jenis baterai dalam berbagai bentuk dan tegangan telah banyakdibuat untuk menjalankan peralatan-peralatan elektronik. Pada prinsipnya,arus yang dihasilkan baterai disebabkan oleh reaksi kimia, yaitu reaksiredoks.Selain baterai, penerapan reaksi redoks banyak digunakan di dalamkehidupan sehari-hari, contoh pemanfaatan lainnya adalah pada penyepuhanlogam. Proses penyepuhan logam, seperti pelapisan kromium pada mesinkendaraan bermotor sehingga terlihat mengilap, menggunakan sel elektrolisis.Bagaimanakah proses elektrolisis terjadi? Bagaimana pula reaksi yang terjadipada baterai?Pada bab ini, Anda akan mempelajari penyetaraan reaksi redoks danpenerapannya pada sel elektrokimia, seperti sel Volta/sel Galvani dan selelektrolisis serta pemanfaatannya.Reaksi Redoksdan ElektrokimiaPada bab ini, Anda akan diajak untuk dapat menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi danelektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari dengan cara menerapkan konsepreaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dankegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri, serta menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis dan menerapkan Hukum Faraday untuk eletrolisis larutanelektrolit.2B a b 2A.Reaksi RedoksB.Sel ElektrokimiaC.KorosiSumber: harleypics.com
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII24Konsep reduksi dan oksidasi (redoks) berdasarkan pengikatan danpelepasan oksigen, penyerahan dan penerimaan elektron, serta peningkatandan penurunan bilangan oksidasi telah Anda pelajari di Kelas X Bab 7.Konsep redoks pada Kelas X baru diterapkan dalam memberi namasenyawa sehingga dapat membedakan apa nama untuk CuO dan Cu2O sertamemahami penerapan konsep redoks dalam mengatasi masalah lingkungan.Selain itu, masih banyak penerapan reaksi reduksi oksidasi dalam kehidupansehari-hari, misalnya reaksi yang terjadi pada baterai kering, sel aki,penyepuhan dan pemurnian logam, serta penanggulangan korosi.Reaksi reduksi-oksidasi merupakan reaksi yang berlangsung padaproses-proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrikdan proses kimia yang menggunakan arus listrik.Bagaimana reaksi-reaksi itu terjadi? Pada bab ini akan dibahas lanjutanpenerapan reaksi redoks dalam menyetarakan persamaan reaksi dan selelektrokimia. Agar Anda memahami penerapan konsep redoks ini, lakukanlahkegiatan berikut.A Reaksi RedoksPenyetaraan Reaksi RedoksTujuanMenyetarakan reaksi redoksAlat dan BahanPersamaan reaksiLangkah Kerja1. Pelajarilah contoh-contoh reaksi redoks berikut dan setarakan reaksinya.a. Mg(s) + O2(g) → MgO(s)b. CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)c. ZnS(s) + HNO3(aq) → ZnSO4(aq) + NO(g) + H2O(l)d. KMnO4(aq) + Na2SO3(aq) + H2SO4(aq) →K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + Na2SO4(aq) + H2O(l)e.Cr2O72–(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.1. Apakah sama jumlah atom di ruas kiri dan di ruas kanan untuk kelima reaksi?2. Apakah sama jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan untuk reaksi yangkelima?3. Manakah langkah penyetaraan reaksi yang lebih mudah untuk reaksi a, b, c, d,atau e?4. Adakah reaksi yang sulit untuk disetarakan?Diskusikan hasil yang Anda peroleh dengan teman Anda.Bandingkanlah hasil penyelidikan Anda dengan penjelasan berikut.Suatu reaksi dinyatakan setara, apabila:a.jumlah atom di ruas kiri sama dengan jumlah atom di ruas kanan;b.jumlah muatan di ruas kiri sama dengan jumlah muatan di ruas kanan.Reaksi redoks sederhana dapat disetarakan dengan mudah, namun reaksiyang rumit harus ditangani secara khusus. Ada dua cara untuk menyetarakanreaksi dengan cara redoks, yaitu:1.cara bilangan oksidasi;2.cara setengah reaksi/ion elektron.1. Bagaimanakah konsepreduksi dan oksidasiberdasarkan pengikatandan pelepasan oksigen?Jelaskan.2. Bagaimanakah caramengidentifikasi sifatlarutan elektrolit danlarutan nonelektrolit?Jelaskan.3. Bagaimanakah konsepreduksi dan oksidasiberdasarkan penerimaandan penyerahan elektron?Jelaskan.PramateriSoal• Bilangan oksidasi• Reaksi oksidasi• Reaksi reduksiKata KunciSelidikilah 2.1
Reaksi Redoks dan Elektrokimia251. Cara Bilangan OksidasiPenyetaraan persamaan reaksi redoks menggunakan cara bilangan oksidasi(biloks) dilakukan dengan cara menyamakan jumlah elektron yang dilepas olehreduktor dan elektron yang diikat oleh oksidator. Banyaknya elektron yangdilepas ataupun diterima ditentukan melalui perubahan biloks yang terjadi.Dalam reaksi redoks, H2O sering terlibat di dalam reaksi. Oleh karenaitu, molekul H2O perlu dituliskan dalam persamaan reaksi. Begitu pula ionH+ dan OH–, kadang-kadang perlu dituliskan dalam persamaan reaksi redoksuntuk menyatakan apakah reaksi berlangsung dalam suasana asam atau basa.Setarakan persamaan untuk reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfitdengan hadirnya asam sulfat untuk membentuk kalium sulfat, mangan(II) sulfat,natrium sulfat, dan air.JawabLangkah 1Langkah 2KMnO4(aq) + Na2SO3(aq) + H2SO4(aq)→K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + Na2SO4(aq) + H2O(l)(reaksi belum setara)Langkah 3Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur dalam persamaan itu:+1+7–2+1 +4 –2+1+6–2 +1 +6 –2+2 +6 –2 +1 +6 –2 +1 –2KMnO4(aq) + Na2SO3(aq) + H2SO4(aq)→ K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + Na2SO4(aq) + H2O(l)Langkah 4Pilihlah unsur-unsur yang mengalami perubahan dalam bilangan oksidasi, artinyayang mengalami oksidasi atau reduksi.+7+4+2+6 Mn + S → Mn + SLangkah 5Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diikat agar jumlah elektron yangdilepaskan sama dengan yang diikat. Jumlah elektron yang dilepaskan harusdikalikan 5, jadi 2 × 5 = 10 elektron.Adapun jumlah elektron yang diikat dikalikan 2 sehingga menjadi 5 × 2 = 10 elektron.Persamaan menjadi:2 KMnO4(aq) + 5 Na2SO3(aq) + ? H2SO4(aq)→K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 Na2SO4(aq) + ? H2O(l)Langkah 6Dengan memeriksa ruas kiri dan ruas kanan, tentukan banyaknya mol yang belumdisetarakan, dalam hal ini H2SO4 dan H2O yang diperlukan untuk menyetarakanpersamaan. Seperti yang ditunjukkan oleh persamaan dalam langkah 5, 8 molbelerang ditunjukkan di sebelah kanan (K2SO4, 2 MnSO4, dan 5 Na2SO4). Agar dikiri juga menunjukkan 8 mol, harus ditetapkan 3 mol untuk H2SO4.2 KMnO4(aq) + 5 Na2SO3(aq) + 3 H2SO4(aq)→K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 Na2SO4(aq) + ? H2O(l)Banyaknya air dapat dihitung dengan dua cara:a.Banyaknya total atom oksigen yang ditunjukkan di ruas kiri persamaan terakhiradalah 35 dan di kanan adalah 32 mol, tidak termasuk H2O. Jadi, harusditambahkan 3 mol air.Reaksi reduksi oksidasidapat disetarakan dengandua cara:1. cara bilangan oksidasi;2. cara setengah reaksi.Reduction oxidation reactioncan be equal with two ways:1. the change of oxidationnumber;2. a half reaction.Anda HarusIngatContoh2.1You Must Remembernatriumsulfatairnatriumsulfitasamsulfatkaliumsulfatkaliumpermanganatmangan(II)sulfat++→+++mengikat 5emelepas 2e
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII26KupasTu n t a s2. Cara Setengah Reaksi/Ion ElektronPenyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara ini dilakukan denganmembagi reaksi menjadi 2 bagian, yaitu:a.sistem yang teroksidasi;b.sistem yang tereduksi.Penyelesaian dilakukan untuk setiap bagian, dilanjutkan denganpenyetaraan jumlah elektron yang terlibat pada bagian a dan b, yang diakhiridengan menjumlahkan kedua reaksi.b.Banyaknya atom hidrogen yang ditunjukkan di kiri adalah 6 mol (3 H2SO4).Jadi, harus ditetapkan 3 mol air.Jadi, persamaan yang setara adalah2 KMnO4(aq) + 5 Na2SO3(aq) + 3 H2SO4(aq)→K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 Na2SO4(aq) + 3 H2O(l)Perhatikan beberapa contoh penyelesaian reaksi redoks dengan carabiloks berikut.Setarakanlah reaksi berikut.ZnS(s) + HNO3(aq) → ZnSO4(aq) + NO(g) + H2O(l)Jawab–2+5 +6 +21.ZnS(s) + HNO3(aq) → ZnSO4(aq) + NO(g) + H2O(l)2.3 ZnS(s) + 8 HNO3(aq) → 3 ZnSO4(aq) + 8 NO(g) + H2O(l)3.3 ZnS(s) + 8 HNO3(aq) → 3 ZnSO4(aq) + 8 NO(g) + 4 H2O(l)Jadi, persamaan reaksi yang setara adalah3 ZnS(s) + 8 HNO3(aq) → 3 ZnSO4(aq) + 8 NO(g) + 4 H2O(l)–8e(×3)+3e(×8)e = 8 × 3 = 24Setarakanlah reaksi antara KMnO4 dengan KI dalam suasana basa.Jawab1.MnO4– + I–→ MnO2 + I2+7+42.MnO4– + 2I–→ MnO2 + I23.2 MnO4–(aq) + 6 I–(aq) → 2 MnO2(s) + 3 I2 (aq)4.2 MnO4–(aq) + 6 I–(aq) → 2 MnO2(s) + 3 I2(aq) + 8 OH–(aq)5.2 MnO4–(aq) + 6 I–(aq) + 4 H2O(l) → 2 MnO2(s) + 3 I2(aq) + 8 OH–(aq)6.2 KMnO4(aq) + 6 KI(aq) + 4 H2O(l) → 2 MnO2(s) + 3 I2(aq) + 8 KOH(aq)Jadi, persamaan reaksi yang setara adalah2 KMnO4(aq)+ 6 KI(aq)+ 4 H2O(l) → 2 MnO2(s) + 3 I2(aq) + 8 KOH(aq)+3e(×2)–2e(×3)Setarakan persamaan untuk reaksi natrium dikromat (Na2Cr2O7) dan asam kloridauntuk menghasilkan natrium klorida, kromium(III) klorida, air, dan klorin.Reaksi redoks berikut:a Fe2+ + MnO4– + b H+ →c Fe3+ + Mn2+ + d H2OHarga a, b, c, dan d berturut-turut adalah ....A.4, 5, 8, 5B.4, 5, 5, 8C.5, 5, 8, 4D.5, 8, 5, 4E.5, 8, 4, 5Pembahasana Fe2+ + MnO4– + b H+ → c Fe3+ + Mn2+ + H2OIFe2++MnO4–→Fe3++Mn2+II 5 Fe2++MnO4–→5 Fe3++Mn2+III 5 Fe2++MnO4–+8 H+→5 Fe3+ + Mn2+IV 5 Fe2++MnO4– +8 H+→5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2OJadi, harga a, b, c, dan dberturut-turut adalah (D) 5, 8,5, 4.UN 2004+2+3+7(1)+2(5)basaContoh2.2Contoh2.3Contoh2.4
Reaksi Redoks dan Elektrokimia27KupasTu n t a sJawabLangkah 1Langkah 2Na2Cr2O7(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + CrCl3(aq) + H2O(l) + Cl2(g)(tidak setara)Langkah 3Tuliskan bentuk ion setiap zat, baik untuk persamaan reduksi maupun untuk oksidasi.Untuk persamaan reduksi:Cr2O72–(aq)→ 2 Cr3+(aq)(belum lengkap)Dengan mengetahui bahwa oksigen akan membentuk air, diperolehCr2O72–(aq)→ 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l)(belum lengkap)Juga mengetahui bahwa ion hidrogen harus bergabung dengan oksigen untukmembentuk air, maka diperolehCr2O72–(aq)+ 14 H+(aq)→ 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l) (setara)Dengan menambahkan elektron secukupnya pada ruas kiri untuk menyetarakanmuatan maka persamaan menjadi:Cr2O72–(aq)+ 14 H+(aq)+ 6 e–→ 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l)Untuk persamaan oksidasi:2 Cl–(aq) → Cl2(g) (setara)Sebanyak 2 e– harus ditambahkan di ruas kanan agar muatannya menjadi setara2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–Langkah 4Selanjutnya kedua reaksi reduksi dan oksidasi dijumlahkan:Cr2O72–(aq)+ 14 H+(aq)+ 6 e–→ 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l)3(2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–)Cr2O72–(aq)+ 14 H+(aq) + 6 Cl–(aq) + 6 e–→ 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l) + 3 Cl2(g) + 6 e–Persamaan kedua dikalikan 3 sehingga jumlah elektron yang dilepaskan dalamoksidasi sama dengan elektron yang diterima dalam reduksi (elektron salingmenghabiskan).Cr2O72–(aq)+ 14 H+(aq) + 6 Cl–(aq) → 2 Cr3+(aq)+ 7 H2O(l) + 3 Cl2(g)Langkah 5Untuk menuliskan persamaan keseluruhan yang setara, dikembalikan kepersamaan reaksi molekul dengan memasukkan 2 ion Na+ untuk setiap Cr2O72–dan satu Cl– untuk setiap H+. Persamaan akhir adalahNa2Cr2O7(aq)+ 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl3(aq)+ 7 H2O(l) + 3 Cl2(g)Jadi, persamaan yang setara adalahNa2Cr2O7(aq)+ 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl3(aq)+ 7 H2O(l) + 3 Cl2(g)Setarakan persamaan reaksi berikut:MnO4–(aq) + Cl–(aq)→ Mn2+(aq) + Cl2(g)JawabMnO4–(aq) → Mn2+(aq)(reduksi)Cl–(aq)→ Cl2 (g)(oksidasi)Menyetarakan jumlah atom O dilakukan dengan penambahan H2O jika suasanareaksi asam. Jumlah H dari H2O yang ditambahkan disetarakan denganpenambahan H+ di ruas lain.Jika suasana reaksi basa menyetarakan jumlah atom O dilakukan denganpenambahan OH– di ruas lain. Jumlah H+ dan OH– yang ditambahkan disetarakandengan penambahan H2O di ruas lainnya.Reaksi redoks berikut:a MnO4– + 6 H+ + b H2N2C2O4→a Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2Harga a dan b berturut-turutadalah ....A . 2 dan 3B. 2 dan 4C . 2 dan 5D. 3 dan 5E.4 dan 4PembahasanMenyamakan jumlah unsurdan jumlah ion sebelum dansesudah reaksi denganmengisi koefisien reaksinya.Jadi, koefisien a dan bberturut-turut adalah (C)2 dan 5.UN 2003asamContoh2.5Setengah reaksiKata Kunci+ air + klorinasamkloridanatriumkloridakromium(III)kloridanatriumdikromat+→+
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII28Reduksi : (MnO4–(aq) + 8 H+(aq) + 5 e– → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)) × 2Oksidasi : (2 Cl–(aq)→ Cl2(aq)+ 2 e–) × 5Reduksi dikali 2 dan oksidasi dikali 5 untuk menyetarakan jumlah elektron.Jumlah kedua reaksi:2 MnO4(aq) + 16 H+(aq) + 10 e– → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)10 Cl(aq)→ 5 Cl2(g)+ 10 e–2 MnO4–(aq) + 16 H+(aq) + 10 Cl–(aq) → 2 Mn2+(aq) + 5 Cl2(g)+ 8 H2O(l)Jadi, persamaan yang setara adalah2 MnO4–(aq) + 16 H+(aq) + 10 Cl–(aq) → 2 Mn2+(aq) + 5 Cl2(g)+ 8 H2O(l)Setarakan persamaan reaksi redoks berikut.MnO4–(aq) + I–(aq)→ MnO2(s) + I2(aq)Jawab1.MnO4–(aq) → Mn2+(aq) (reduksi) I–(aq)→ I2(aq)(oksidasi)2.MnO4–(aq) + 4 H2O(l) → Mn2+ + 8 OH– 2 I–(aq)→ I2(aq)3.(MnO4–(aq) + 4 H2O(l) + 5 e–→ Mn2+(aq) + 8 OH–(aq)) × 2 (2 I– → I2 + 2 e–) × 54.2 MnO4–(aq) + 8 H2O(l) + 10 e– + 10 I–(aq)→ 2 Mn2+(aq) + 16 OH–(aq) + 5 I2(aq) + 10 e–5.2 MnO4–(aq) + 10 I–(aq) + 8 H2O(l) → 2 Mn2+(aq) + 16 OH–(aq) + 5 I2(aq)Jadi, persamaan yang setara adalah2 MnO4–(aq) + 10 I–(aq) + 8 H2O(l) → 2 Mn2+(aq) + 16 OH–(aq) + 5 I2(aq)Setarakan persamaan reaksi berikut.K2Cr2O7(aq) + H2C2O4(aq) + H2SO4(aq) →Cr2(SO4)3(aq) + H2O(l) + CO2(g) + K2SO4(aq)Jawab1.Cr2O72–(aq) → Cr3+(aq) (reduksi) C2O42–(aq)→ CO2(g)(oksidasi)2.Cr2O72–(aq) + 14 H+(aq)+ 6 e–→ 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) (reduksi) C2O42–(aq)→2 CO2(g) + 2 e–3.(Cr2O72–(aq) + 14 H+(aq)+ 6 e–→ 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)) × 1 (C2O42–(aq)→2 CO2(g) + 2 e–) × 34.Cr2O72–(aq) + 3 C2O42–(aq) + 14 H+(aq)→ 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) + 6 CO2(g)5.K2Cr2O7(aq) + 3 H2C2O4(aq) + 4 H2SO4(aq)→Cr2(SO4)3(aq) + 7 H2O(l) + 6 CO2(g) + K2SO4(aq)Jadi, persamaan yang setara adalahK2Cr2O7(aq) + 3 H2C2O4(aq) + 4 H2SO4(aq)→Cr2(SO4)3(aq) + 7 H2O(l) + 6 CO2(g) + K2SO4(aq) basaContoh2.6Contoh2.7• Jumlah elektron• Reaksi setaraKata Kunci1.MnO4–(aq)+ H2SO4(aq)→SO42–(aq) + Mn2+(aq)2.Cu(s) + NO3–(aq)→ Cu2+(aq)+ N2O(g)3.MnO4–(aq)+ C2O42–(aq) →MnO2(s) + CO32–(aq)4.Cr2O72–(aq) + Fe2+(aq)→Cr3+(aq) + Fe3+(aq)Soal PenguasaanMateri 2.1Setarakanlah persamaan-persamaan reaksi berikut.Kerjakanlah di dalam buku latihan Anda.
Reaksi Redoks dan Elektrokimia29Dalam elektrokimia dipelajari reaksi-reaksi yang disertai perpindahanelektron (reaksi redoks). Pada proses ini, energi kimia diubah menjadi energilistrik atau sebaliknya. Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkanarus listrik. Adapun pada kondisi lainnya, arus listrik dialirkan ke dalamlarutan atau cairan zat kemudian akan terjadi perpindahan elektron yangmenghasilkan reaksi kimia.Sel elektrokimia dibedakan atas:a.Sel Volta/Sel Galvanib.Sel elektrolisisPersamaannya:1.Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakanelektrode, yaitu katode, anode, dan larutan elektrolit.2.Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks, padakatode terjadi reduksi, sedangkan pada anode terjadi oksidasi.Perbedaannya dapat Anda lihat pada tabel berikut.B Sel ElektrokimiaSebelum lebih lanjut menguraikan sel Volta dan sel elektrolisis, terlebihduhulu akan dibahas deret Volta yang merupakan deret keaktifan logam-logam.• Energi kimia• Energi listrik• Sel elektrokimiaKata KunciSel VoltaSel Elektrolisis1.2.3.4.Energi kimia diubah menjadi energilistrikKatode adalah kutub positifAnode kutub negatifReaksi spontanEnergi listrik diubah menjadienergi kimiaKatode adalah kutub negatifAnode kutub positifReaksi tidak spontanTabel 2.1Perbedaan Sel Volta dan Sel ElektolisisReaksi Redoks yang Berlangsung Spontan atau Tidak SpontanTujuanMengamati reaksi redoks yang berlangsung spontan atau tidak spontanberdasarkan hasil pengamatanAlat dan BahanData hasil percobaanLangkah Kerja1. Amati data hasil percobaan berikut.Na(s) + HCl(aq)Mg(s) + HCl(aq)Al(s) + HCl(aq)Ag(s) + HCl(aq)Cu(s) + HCl(aq)PengamatanReaksi berlangsung/terjadidengan adanya gelembunggasTidak terjadi reaksiReaksi RedoksSelidikilah 2.22. Buatlah persamaan reaksi dari ketiga logam yang bereaksi.3. Tentukan mana yang mengalami reduksi dan mana yang mengalami oksidasi.Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.1. Apakah fungsi logam Na, Mg, dan Al?2. Manakah sifat reduktor yang lebih kuat jika dilihat dari konfigurasielektronnya?3. Bandingkan dengan logam yang tidak bereaksi (Ag dan Cu). Bagaimana sifatkekuatan reduktornya?Diskusikan hasil yang Anda peroleh dengan teman Anda.
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII30Bandingkanlah kesimpulan yang Anda peroleh dengan penjelasanberikut.Telah dipelajari sebelumnya bahwa logam-logam pada umumnyamemiliki sifat energi ionisasi yang relatif rendah dan afinitas elektron yangrelatif kecil. Oleh karena itu, unsur-unsur logam cenderung mengalamioksidasi (melepaskan elektron) dan bersifat reduktor.Jika kita reaksikan suatu logam dengan asam, misalnya:2 Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H2(g)Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)Reaksi pertama di atas dapat dituliskanNa(s) + 2 H+(aq) → Na+(aq) + H2(g)Pada reaksi logam dengan asam, atom logam mengalami oksidasi danion hidrogen mengalami reduksi. Namun, tidak semua logam mampu bereaksidengan asam, contohnya perak dan tembaga tidak mampu mereduksi ionhidrogen.Ag(s) + H+(aq) ⎯⎯→ tidak bereaksiCu(s) + H+(aq) ⎯⎯→ tidak bereaksiReaksi redoks antara logam dan asam berlangsung spontan bergantungpada mudah atau sukarnya logam itu mengalami oksidasi (kuat ataulemahnya sifat reduktor).Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deretkeaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.Li K Ba Ca Na Mg Al Nu Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn (H) Cu Ag Hg Pt AuSemakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornyasemakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsurdi sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur disebelah kirinya.Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebutdapat mereduksi ion H+ untuk menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cudan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H+(tidak bereaksi dengan asam).Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan logam lain.Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadiadalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapanlogam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)atauZn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)Manakah logam-logam berikut ini yang dapat bereaksi dengan larutan HCl untukmenghasilkan gas H2?K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, PbJawabLogam-logam yang tepat bereaksi dengan asam adalah logam yang terletak di sebelahkiri H dalam deret Volta yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb. Adapun logam-logam Ag, Hg,dan Pt terletak di sebelah kanan H sehingga tidak bereaksi dengan asam.Jadi, logam yang dapat bereaksi dengan HCl adalah K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.LegendaKimiaSumber: http://en.wikipedia.orgAlessandro Volta (1745–1827) lahir di Como, Libardy(Italia). Pada 1774,Alesandro Volta menyandanggelar profesor di bidangFisika di Royal School.Semasa mudanya, ia pernahmenulis puisi tentangpenemuannya yangmenggembirakan. Bukunyayang pertama adalah De viattractiva ignis electrici acphaenomenis independentibus. Semangatnyayang tinggi dalammempelajari listrik telahmembawanya pada suatupenemuan baterai listrikpada 1800.Contoh2.8• Reduktor kuat = mudahmelepaskan elektron(mudah teroksidasi).• Reduktor lemah =sukar melepaskanelektron (sukarteroksidasi).•Strong reductor = easyto release electron•Weak reductor = difficultto release electronAnda HarusIngatYou Must Remember
Reaksi Redoks dan Elektrokimia311. Sel Volta/Sel GalvaniPenemu sel ini ialah ahli kimia Italia Alessandro Volta dan LuigiGalvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yangdikembangkan. Untuk lebih memahami sel Volta, lakukanlah kegiatanberikut.Manakah reaksi yang mungkin berlangsung dan tidak mungkin berlangsung?a.Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)b.Zn(s) + Na2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + 2 Na(s)c.2 Na(s) + MgCl2(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(s)d.Cu(s) + Ni(NO3)2(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ni(s)JawabBerdasarkan urutan sifat reduktornya dalam deret Volta, reaksi yang mungkinberlangsung adalah a dan c, sedangkan reaksi b dan d tidak akan berlangsung.Jadi, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, reaksi yang tidak mungkinberlangsung adalah b dan d.Sel VoltaTujuanMenentukan potensial sel suatu sel VoltaAlat dan Bahan1. Gelas kimia 1 L2. Pipa U yang berisi KCl3. Voltmeter4. ZnSO4 1 M5. CuSO4 1 M6. Lempeng Zn7. Lempeng CuLangkah Kerja1. Susunlah alat-alat seperti pada gambar.2. Amati perubahan yang terjadi.Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.1. Elektrode manakah yang lebih mudah mengalami reduksi dan oksidasi? (jikadilihat dari sifat logam Zn dan Cu dalam deret Volta)2. Bagaimanakah arah aliran elektron?3. Bagaimanakah reaksi redoks yang terjadi?4. Berapakah nilai potensial yang tertera pada voltmeter?Kerjakanlah secara berkelompok dan diskusikanlah hasil yang Anda peroleh.Bandingkanlah kesimpulan yang Anda peroleh dengan penjelasanberikut.Pada sel Volta digunakan elektrode negatif (anode) dari batang zink(seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4 dan elektrode positif (katode)dari batang cuprum (tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO4. Kedualarutan dihubungkan dengan jembatan garam atau dipisahkan oleh dindingContoh2.9• Sel galvani• Sel voltaKata KunciSelidikilah 2.3ZnCuVoltmeterJembatan garam (KCl)ZnSO41 MCuSO41 M+–Logam-logam sepertiemas, perak, dan platinasering dijadikan perhiasandan memiliki nilai jualyang tinggi. Mengapademikian? Diskusikanlahbersama teman Anda danhubungkanlah jawabanAnda dengan teoriAlessandro Volta.KimiaTantangan
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII32Nyatakanlah diagram sel dari reaksi pada sel kombinasi berikut.berpori. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalahuntuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batangelektrode berada.Tahapan kerja sel Volta/sel Galvani:a.Elektrode seng teroksidasi berubah menjadi Zn2+Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–b.Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menujuelektrode Cu.c.Pada elektrode Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu2+ dari larutanmenjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)d. Akibatnya, Zn teroksidasi dan Cu2+ tereduksi, pada anode ion Zn2+ lebihbanyak dari ion SO42–, sedangkan pada katode ion SO42– lebih banyakdari ion Cu2+. Oleh sebab itu, ion SO42– berpindah dari elektrode Cu keelektrode Zn melalui jembatan garam.e.Pada akhir reaksi sel, elektrode Zn akan berkurang beratnya, sedangkanelektrode Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO4 semakin encer,sedangkan larutan ZnSO4 semakin pekat.Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalahZn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)Reaksi oksidasi (anode)Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–Reaksi reduksi (katode)Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagramsel berikut:Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)dengan:| = perbedaan fase|| = jembatan garamsebelah kiri || = reaksi oksidasisebelah kanan || = reaksi reduksiCuC+jembatan garamBr2 + KBrZnSO4(aq)–JawabZn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–(oksidasi)Br2(aq) + 2 e–→ 2 Br–(aq)(reduksi)Diagram sel:Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br–(aq)Jadi, diagram sel untuk sel tersebut adalah Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br–(aq)Contoh2.10Fungsi jembatan garamuntuk mempertahankankenetralan mediumelektrolit tempat batangelektrode berada.The function of salt bridge isto hold up the neutrality ofelectrolyte medium which isthe place of electrode.Anda HarusIngatYou Must Remember
Reaksi Redoks dan Elektrokimia33Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram selberikut.a.Ni(s) | Ni2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s)b.Fe(s) | Fe2+(aq) || Au3+(aq) | Au(s)Jawaba.Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e–Katode (reduksi) : Ag+(aq) + e–→ Ag(s)b.Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–Katode (reduksi) : Au3+(aq) + 3 e–→ Au(s)a. Potensial Reduksi StandarReaksi redoks dalam sebuah sel, misalnya:Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial yang bernilai positif darikedua elektrode yang digunakan.Harga potensial mutlak suatu elektrode tidak dapat diukur. Oleh karenaitu, ditetapkan suatu elektrode standar sebagai rujukan, yaitu elektrodehidrogen.Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen murni yang tekanannyaadalah 1 atm pada 25 °C. Gas tersebut dialirkan melalui sepotong platinumyang dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion H+ dengan konsentrasi1 M. Potensial elektrode standar ini ditetapkan memiliki harga potensialsama dengan nol volt. (Eo = 0 volt)b. Potensial Elektrode PositifElektrode yang lebih mudah tereduksi daripada elektrode hidrogendiberi harga potensial reduksi positif. Misalnya, sel Volta dengan elektrodehidrogen dan elektrode Cu dalam larutan CuSO4 memberikan harga potensialsebesar 0,34 volt.Gambar 2.2Pengukuran harga potensialreduksi elektrode CuPada elektrode hidrogen terjadi reaksi oksidasi (karena elektronmengalir dari elektrode hidrogen ke elektrode Cu), sedangkan elektrodeCu mengalami reaksi reduksi.Gambar 2.1Elektrode hidrogen merupakanelektrode standar yangdigunakan untuk mengukurharga potensial elektrodelainnya.Contoh2.11H2(g)PtH+(aq)1 MVoltmeterH+(aq)(1 M)H2(g)(1 atm)eeCuCu2+(aq)(1 M)0,34Pt
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII34Persamaan reaksi yang terjadi:Anode(–) : H2(g) → 2 H+(aq) + 2 e–Katode(+) : Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)H2(g) + Cu2+(aq) → 2 H+(aq) + Cu(s)Oleh karena elektrode Cu lebih mudah tereduksi daripada elektrodehidrogen maka potensial reduksi elektrode Cu diberi tanda positif. Hargapotensial reduksi elektrode hidrogen 0 volt maka harga potensial sel adalahharga potensial reduksi Cu, yaitu +0,34 volt.Reaksi reduksi ditulis sebagai berikut.Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Eo = +0,34 voltKeterangan:Eo = potensial reduksi standar.c. Potensial Elektrode NegatifElektrode yang lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen diberi hargapotensial reduksi negatif. Misalnya, sel Volta yang terdiri atas elektrodestandar hidrogen dan elektrode seng yang dicelupkan dalam larutan ZnSO41 M, memberikan beda potensial sebesar 0,765 volt.Zn2+(aq)(1 M)H+(aq)(1 M)ZnPtH2(g)(1 atm)0,765VoltmetereePersamaan reaksi yang terjadi:Anode(–) : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–Katode(+) : 2 H+(aq) + 2 e–→ H2(g)Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)Pada sel ini, Zn lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen. Oleh sebabitu, elektrode seng diberi tanda negatif. Karena harga potensial reduksi H2sama dengan 0 volt maka potensial sel adalah potensial reduksi Zn yaitu–0,76 volt.Reaksi reduksi ditulis:Zn2+(aq) + 2 e–→ Zn(s)Eo = –0,76 voltBerdasarkan hasil eksperimen telah diperoleh harga potensial elektrodezat-zat pada suhu 25°C.Gambar 2.3Pengukuran harga potensialreduksi elektrode Zn
Reaksi Redoks dan Elektrokimia35KupasTu n t a sSetengah ReaksiE° (V)F2(g) + 2 e– U 2 F–(aq)S2O82–(aq) + 2 e–U 2 SO42–(aq)PbO2(s) + HSO4–(aq) + 3 H+(aq) + 2 e–U PbSO4(s) + 2 H2O2 HOCl(aq) + 2 H+(aq) + 2 e–U Cl2(g) + 2 H2OMnO4–(aq) + 8 H+(aq) + 5 e–U Mn2+(aq) + 4 H2OPbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e–U Pb2+(aq) + 2 H2OBrO3–(aq) + 6 H+(aq) + 6 e–U Br–(aq) + 3 H2OAu3+(aq) + 3 e–U Au(s)Cl2(g) + 2 e–U 2 Cl–(aq)O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–U 2 H2OBr2(aq) + 2 e–U 2 Br–(aq)NO3–(aq) + 4 H+(aq) + 3 e–U NO(g) + 2 H2OAg+(aq) + e–U Ag(s)Fe3+(aq) + e–U Fe2+(aq)I2(s) + 2 e–U 2 I–(aq)NiO2(s) + 2 H2O + 2 e–U Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)Cu2+(aq) + 2 e–U Cu(s)SO42–(aq) + 4 H+(aq) + 2 e– U Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)AgBr(s) + e–U Ag(s) + Br–(aq)2 H+(aq) + 2 e–U H2(g)Sn2+(aq) + 2 e–U Sn(s)Ni2+(aq) + 2 e–U Ni(s)Co2+(aq) + 2 e–U Co(s)PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e–U Pb(s) + HSO4–(aq)Cd2+(aq) + 2 e–U Cd(s)Fe2+(aq) + 2 e–U Fe(s)Cr2+(aq) + 3 e–U Cr(s)Zn2+(aq) + 2 e–U Zn(s)2 H2O + 2 e–U H2(g) + 2 OH–(aq)Al3+(aq) + 3 e–U Al(s)Mg2+(aq) + 2 e–U Mg(s)Na+(aq) + e–U Na(s)Ca2+(aq) + 2 e–U Ca(s)K+(aq) + e–U K(s)Li+(aq) + e–U Li(s)+2,87+2,01+1,69+1,63+1,51+1,46+1,44+1,42+1,36+1,23+1,07+0,96+0,80+0,77+0,54+0,49+0,34+0,17+0,070–0,14–0,25–0,28–0,36–0,40–0,44–0,74–0,76–0,83–1,66–2,37–2,71–2,76–2,92–3,05d. Reaksi Sel dan Potensial SelReaksi sel adalah jumlah aljabar dari reaksi-reaksi yang terjadi padaelektrode-elektrode. Misalnya, untuk reaksi dengan diagram sel sebagaiberikut.Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)Diketahui:Ni2+(aq) + 2 e–→Ni(s)E° = –0,25 VPb2+(aq) + 2 e–→Pb(s)E° = –0,13 VPotensial standar sel Voltayang terdiri atas elektrode Nidan Pb adalah ....A . –0,38 VB. –0,12 VC . +0,12 VD. +0,25 VE.+0,38 VPembahasanoSelE=−ooKatodeanodeEE= (–0,13 V) – (–0,25 V)= –0,13 V + 0,25 V= +0,12 VJadi, potensial standar selVolta tersebut adalah (C)+0,12 V.UMPTN 1999Tabel 2.2Harga Potensial Reduksi Unsur-UnsurSumber: Chemistry (McMurry), 2001Berikut ini tabel harga potensial reduksi beberapa unsur.
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII36Setengah reaksi dari reaksi selnya sebagai berikut. Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Katode : Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)(reaksi sel)Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi danpotensial reduksi. Jika yang digunakan adalah elektrode-elektrode standarmaka potensial sel itu ditandai dengan Eo sel. Potensial standar untuk seltersebut sebagai berikut.Eosel = Eooksidasi + EoreduksiOleh karena setengah reaksi oksidasi memiliki tanda yang berlawanan,persamaan yang sering digunakan sebagai berikut.Eosel= Eoreduksi – Eooksidasi= Eokatode – Eoanode= Eobesar – EokeciljikaCu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Eo = +0,34Zn2+(aq) + 2 e–→ Zn(s)Eo = –0,76makaEosel= −2+2+ooCu | CuZn | ZnEE= +0,34 V – (–0,76 V)= +1,10 Ve. Prinsip-Prinsip Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hariSel Volta dapat dibedakan menjadi sel Volta primer, sekunder, dan selbahan bakar. Sel primer adalah sel yang dibentuk dari katode dan anodeyang langsung setimbang ketika menghasilkan arus. Sel sekunder adalahsel yang dapat diperbarui dengan cara mengembalikan elektrodenya kekondisi awal. Adapun sel bahan bakar adalah sebuah sel yang secara bertahapmenghabiskan pereaksi yang disuplai ke elektrode-elektrode dan secarabertahap pula membuang produk-produknya. Tipe-tipe sel Volta besertacontohnya dijelaskan pada uraian berikut.1) Sel Volta primerSel kering Lechlanche merupakan contoh sel Volta primer. Sel keringatau baterai kering terdiri atas wadah yang terbuat dari seng dan bertindaksebagai anode serta batang karbon sebagai katode. Elektrolit sel ini adalahcampuran MnO2, NH4Cl, sedikit air, dan kadang-kadang ditambahkan ZnCl2dalam bentuk pasta.Sebuah sel Volta menggunakan elektrode nikel dalam larutan NiSO4 dan elektrodeAg dalam larutan Ag2SO4. Tentukan potensial sel yang terjadi jika EoNi –0,25 voltdan EoAg = +0,80 volt. Tunjukkan mana yang bertindak sebagai katode dan anodedalam sel ini.JawabOleh karena EoNi lebih kecil daripada EoAg maka Ni lebih mudah teroksidasidibandingkan Ag.Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi= EoAg – EoNi= +0,80 V – (–0,25 V)= +1,05 VJadi, Ni sebagai anode dan Ag sebagai katode dengan potensial sel +1,05 V.Contoh2.12KupasTu n t a sDiketahui:Zn(s) + Fe2+(aq)→Zn2+(aq) + Fe(s)Eo = 0,32 voltFe(s) + Cu2+(aq)→Fe2+(aq) + Cu(s)Eo = 0,78 voltPotensial standar dari sel:Zn(s) + Cu2+(aq)→Zn2+(aq) + Cu(s)adalah ....A.–1,10 voltB.–0,46 voltC.–0,32 voltD.+0,46 voltE.+1,10 voltPembahasanPotensial standar dari sel:Zn→Zn2+ + 2 e–Eo = 0,32 VCu2+ + 2 e–→CuEo = 0,78 VZn + Cu2+→Zn2+ + Cu Eo = 1,10 Vatau:Esel= −ooredoksEEEsel= 0,78 – (–0,32)= 0,78 + 0,32 = 1,10 VJadi, potensial standar seltersebut adalah (E) +1,10 V.UN 2004+
Reaksi Redoks dan Elektrokimia37Gambar 2.4Penyusun sel keringReaksi yang terjadi pada selAnode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–Katode : 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 e–→ Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)Zn(s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4+(aq)→Mn2O3(s) + Zn2+(aq) + 2 NH3(g) + H2O(l)Cara kerja sel kering:a.Elektrode Zn teroksidasi menjadi ion Zn2+Zn → Zn2+ + 2 e–b.Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menujuelektrode karbon.c.Elektron-elektron pada elektrode karbon mereduksi MnO2 dan NH4+menjadi Mn2O3 dan NH3.Sel yang sering digunakan sebagai ganti sel kering Lechlanche adalahbaterai alkalin. Baterai ini terdiri atas anode seng dan katode mangandioksida serta elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang berlangsung, yaitu:Anode : Zn(s) + 2 OH–(aq) → Zn(OH)2(s) + 2 e–Katode : 2 MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e–→ 2 MnO(OH)(s) + 2 OH–(aq)2 MnO2(s) + 2 H2O(l) + Zn(s) → 2 MnO(OH)(s) + Zn(OH)2(s)Baterai alkalin ini dapat menghasilkan energi dua kali energi totalLechlanche dengan ukuran yang sama.2)Sel Volta sekunderSel aki (Accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder. Sel aki terdiriatas elektrode Pb (anode) dan PbO2 (katode). Keduanya dicelupkan dalamlarutan H2SO4 30%.Cara kerja sel aki:a.Elektrode Pb teroksidasi menjadi Pb2+Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e–Pb2+ yang terbentuk berikatan dengan SO42– dari larutan.Pb2+(aq) + SO42–(aq) → PbSO4(s)b.Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menujuelektrode PbO2.c.Pada elektrode PbO2 elektron-elektron dari anode Pb akan mereduksiPbO2 menjadi Pb2+ yang kemudian berikatan dengan SO42– dari larutan.PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e–→ Pb2+(aq) + 2 H2O(l)Pb2+(aq) + SO42–(aq) → PbSO4(s)Reaksi yang terjadi pada sel aki dapat ditulis sebagai berikut.Anode : Pb(s) + SO42–(aq) → PbSO4(s) + 2 e–Katode: PbO2(s) + H2SO4(aq) + 2 H+ + 2 e–→ PbSO4(s) + 2 H2O(l)Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4→ 2 PbSO4(s) + 2 H2OPada reaksi pemakaian sel aki, molekul-molekul H2SO4 diubah menjadiPbSO4 dan H2O sehingga konsentrasi H2SO4 dalam larutan semakinberkurang. Oleh karena itu, daya listrik dari aki terus berkurang dan perludiisi kembali.3)Sel bahan bakarSel hidrogen-oksigen termasuk jenis sel bahan bakar yang terus-menerusdapat berfungsi selama bahan-bahan secara tetap dialirkan ke dalamnya.Sel ini digunakan pada pesawat ruang angkasa.Sel hidrogen-oksigen terdiri atas anode dari lempeng nikel berpori yangdialiri gas hidrogen dan katode dari lempeng nikel oksida berpori yangdialiri gas oksigen. Elektrolitnya adalah larutan KOH pekat.(+)(–)PastaBatangkarbon(katode)RonggaZn(anode)Anode PbH2SO4(aq)KatodePbO2eeeeGambar 2.5Sel aki (accumulator)merupakan contoh sel Voltasekunder
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII38Cara kerja sel ini adalaha.Gas hidrogen yang dialirkan pada pelat nikel berpori teroksidasimembentuk H2O.2 H2 + 4 OH–→ 4 H2O + 4 e–b.Elektron yang dibebaskan bergerak melalui kawat penghantar menujuelektrode nikel oksida.c.Pada elektrode nikel oksida elektron mereduksi O2 menjadi OH–.O2 + 2 H2O + 4 e–→ 4 OH–Reaksi yang terjadi pada sel ini sebagai berikut.Anode : 2 H2(g) + 4 OH–(aq) → 4 H2O(l) + 4 e–Katode : O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e–→ 4 OH–(aq)2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)Biasanya pada sel ini digunakan platina atau senyawa paladium sebagaikatalis.OutputKatodeAnodeH2(g)O2(g)H2(g)O2(g)elektrolitKOH(aq)Gambar 2.6Sel hidrogen-oksigentermasuk jenis sel bahanbakar.Siapkan bak kecil yang dasarnya telah dilapisi aluminium foil, kemudiantambahkan detergen dan air hangat. Masukkan cincin atau peralatan perak yangkotor ke dalam bak tersebut. Setelah beberapa saat, angkat cincin atau peralatanperak tersebut.Kerjakanlah secara berkelompok dan presentasikan hasil yang diperoleh di depan kelas.2. Sel ElektrolisisPada subbab ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta,yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listriksearah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutanelektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arussearah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisisdisebut sel elektrolisis. Untuk lebih memahami sel elektrolisis, lakukanlahkegiatan berikut.Sumber: Chemistry: Matter and Its Changes, 2002Untuk membersihkan cincin atau peralatan yang terbuat dari perak biasanyadigunakan larutan pembersih yang harganya mahal. Namun, penggunaan larutanpembersih tersebut dapat mengikis logam perak itu sendiri. Sebenarnya, prosespembersihan tersebut dapat dilakukan dengan cara yang lebih ekonomis tanpamengikis logam peraknya. Buktikan oleh Anda dengan melakukan kegiatan berikut.Buktikanlah oleh AndaSel elektrolisisKata Kunci
Reaksi Redoks dan Elektrokimia39LegendaKimiaSumber: dbhs.wvusd.k12.caHumphry Davy (1778–1829)adalah seorang perintiselektrolisis. Dia mulaimempelajari elektrokimiasegera setelah diperkenalkan-nya sel Volta. Dia berhasilmengekstraksi logam natriumdan kalium dari hidroksidanya.Dia juga memisahkan logam-logam lain, seperti stronsiummelalui elektrolisis.ElektrolisisTujuanMengamati peristiwa elektrolisisAlat dan Bahan1. Sumber arus searah (baterai/aki)2. Pelat tembaga3. Larutan CuSO4Langkah Kerja1. Timbang dan bersihkan pelat tembaga.2. Susunlah alat seperti pada Gambar 2.7.3. Lakukan percobaan hingga terlihat ada perubahan.4. Catat perubahan yang terjadi.5. Timbang kembali pelat tembaga.Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.1. Elektrode manakah yang berperan sebagai katode dan mana sebagai anode?2. Bagaimanakah arah aliran elektron?3. Bagaimanakah reaksi redoks yang terjadi?4. Mengapa di katode dan di anode terjadi perubahan?Kerjakanlah secara berkelompok dan diskusikanlah hasil yang Anda peroleh.Bandingkanlah kesimpulan yang Anda peroleh dengan penjelasanberikut.Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisisreaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Voltareaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).a. Reaksi pada KatodePada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektron-elektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksiini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkanberbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagaigelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akanbergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menujuke katode dan ion negatif ke anode.1. Ion hidrogen (H+)Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.Reaksi: 2 H+(aq) + 2 e–→ H2(g)2. Ion-ion logama.Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li+, K+, Na+, Ba2+, Sr2+,dan Ca2+ tidak mengalami reduksi karena E° logam < E° air makaair sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.Reaksi: H2O(l) + 2 e–→ H2(g) + 2 OH–(aq)b.Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni2+, Cu2+, dan Zn2+akan mengalami reduksi menjadi logam.Mn+ + n e–→ MContoh: Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Ni2+(aq) + 2 e–→ Ni(s)Selidikilah 2.4+– Cu2+(aq)PelattembagaAnodetembagaKatodelogamCuSO4(aq)eeSumberteganganGambar 2.7Skema alat elektrolisis
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII40KupasTu n t a sTentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.1.Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.2.Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.3.Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C.4.Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt.Jawab1.Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode PtHCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)katode (–) : 2 H+(aq) + 2 e–→ H2(g)anode (+) : 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–2 H+(aq) + 2 Cl–(aq)→ H2(g)+ Cl2(g)2.Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode Ckatode (–) : 2 H2O(l) + 2 e–→ H2(g) + 2 OH–(aq)anode (+) : 2 Br–(aq)→ Br2(aq) + 2 e–2 H2O(l) + 2 Br–(aq)→ H2(g) + 2 OH–(aq)+ Br2(g)3.Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode Ckatode (–) : Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)2×anode (+) : 2 H2O(l) → O2(g)+ 4 H+(aq) + 4 e–1×2 Cu2+(aq)+ 2 H2O(l) → 2 Cu(s) + O2(aq) + 4 H+(aq)4.Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Ptkatode (–) : 2 H2O(l) + 2 e–→H2(g) + 2 OH–(aq)2×anode (+) : 2 H2O(l) → O2(g)+ 4 H+(aq) + 4 e–1×6 H2O(l) →2 H2(g) + 4 OH–(aq) + O2(g) + 4 H+(aq)2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logampenyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl(l),Na+ akan menjadi Na.Reaksi: Na+(aq) + e–→ Na(s)b. Reaksi pada AnodePada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik olehanode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis aniondan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert(elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negatifatau air akan teroksidasi.1.Ion hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.Reaksinya: 4 OH–(aq)→ 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e–2.Ion sisa asama. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl–, Br–, I– akanteroksidasi menjadi gasnya Cl2, Br2, I2.Contoh: 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–2 X– → X2 + 2 e–b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO42–, NO3–, PO43– tidakteroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.Reaksi: 2 H2O(l) → 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e–Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) makaanode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anodeterbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni2+.Reaksi: Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e–Larutan CaCl2 denganelektrode karbon, di ruangkatode terjadi reaksi ....A. 2 Cl–(aq)→Cl2(g) + 2 e–B. 2 e– + Ca2+(aq)→Ca(s)C. 2 H2O(l)+ 2 e–→2 OH–(aq) + H2(g)D. 2 Ca(s)→Ca2+(aq) + 2 e–E.2 H2O(l)→4 H+(aq) + O2(g) + 4 e–PembahasanElektrolisis larutan CaCl2dengan elektrode karbon diruang katode, terjadi reaksikarena larutan akan teruraimenjadiCaCl2(aq)→Ca2+(aq)+ 2 Cl–(aq)katode (–):2 H2O(l) + 2 e–→2 OH–(aq)+ H2(g)anode (+):2 Cl–(aq)→Cl2(aq)+2 e–Pada katode dihasilkan2 H2O(l) + 2 e–→2 OH–(aq) + H2(g)yang direduksi bukan airnyakarena potensial reduksi airlebih besar dari Ca2+.Jadi, reaksi yang terjadi adalah(C).2 H2O(l) + 2 e–→2 OH–(aq) + H2(g)SPMB 2004Contoh2.13
Reaksi Redoks dan Elektrokimia41Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutanCuSO4 dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)JawabDi katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)t = 20 menit = 1.200 seitwF=63,5 g/mol× 2 A ×1.200 s2=96.500 coulumb = 0,79 gJadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.c. Stoikiometri dalam ElektrolisisDalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yangmelarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewatielektrolit (Hukum I Faraday).eitwF=atau96.500eitw=Keterangan:w= massa zat (g)e= massa ekuivalen atau valensirMi= kuat arus (A)t= waktu (s)F= tetapan Faraday = 96.500 coulomb1 F= 1 mol elektronUntuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arusyang sama berlaku Hukum II Faraday.Hukum I Faradaymenyatakan bahwa jumlahzat (gram) yang diendapkanatau yang melarut padaelektrode berbanding lurusdengan jumlah arus yangmelewati elektrolit.1st Faraday Law states thatamount of saturated ordissolved compound inelectrode is straightforward with the currentamount that pass throughthe electrolyte.Anda HarusIngatContoh2.14You Must RememberHukum FaradayKata KunciJika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zatyang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding denganmassa ekuivalen masing-masing zat tersebut.AABBwewe=Keterangan:wA= massa zat AwB= massa zat BeA= massa ekuivalen zat AeB= massa ekuivalen zat B
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII42Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 danCuSO4 disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag.Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)JawabCuCuAgAgwewe=AgCuCuAgwewe×=63,52,5×2=108Cuw= 0,73 gJadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.d. Kegunaan Sel Elektrolisis1) Penyepuhan logamPenyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agartidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukanpada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau.Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dansendok besi bertindak sebagai anode.Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesinkendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Prosespelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkandengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akantereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.CrO3(aq) + 6 H+(aq) + 6 e–→ Cr(s) + 3 H2O(l)2) Produksi aluminiumAluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksiyang terjadi sebagai berikut.Katode : Al3+(aq) + 3 e–→ Al(l)Anode : 2 O2–(aq) → O2(g) + 4 e–4 Al3+(aq)+ 6 O2–(aq) → 4 Al(l) + 3 O2(g)3) Produksi natriumNatrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenaldengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.Katode : 2 Na+(l) + 2 e–→ 2 Na(l)Anode : 2 Cl–(l) → Cl2(g) + 2 e–2 Na+(aq)+ 2 Cl–(aq) → 2 Na(l) + Cl2(g)SendokbesiAgNO3(aq)Ag+AgeAg+Gambar 2.8Penyepuhan perak padasendok besiContoh2.15
Reaksi Redoks dan Elektrokimia43C KorosiKorosi pada BesiTujuanMengamati korosi pada besiAlat dan Bahan1. Paku besi (6 buah)2. Tabung reaksi (6 buah)3. Asam sulfat4. Air5. PlastikLangkah Kerja1. Berilah tanda label A, B, C, D, E, dan F pada masing-masing tabung reaksi.2. Masukkan 6 buah paku besi ke dalam tabung reaksi yang telah diberi tandalabel.3. Pada tabung reaksi A dan B diisi dengan asam sulfat, tabung reaksi C dan Ddiisi dengan air, dan untuk tabung reaksi E dan F hanya berisi paku besi.4. Tabung A, C, dan E ditutup dengan plastik.5. Amatilah perubahan yang terjadi selama beberapa hari.Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.1. Manakah yang mengalami proses korosi lebih cepat?2. Reaksi apakah yang terjadi pada proses korosi?Kerjakanlah secara berkelompok dan diskusikanlah hasil yang Anda peroleh.Untuk mencegah korosi padapipa besi bawah tanah dilakukandengan proses yang dinamakanproteksi katodik. Proteksikatodik dilakukan dengan caramelapisi besi dengan logamyang memiliki sifat pereduksilebih kuat, seperti Zn dan Mg.Dalam hal ini, besi bertindaksebagai katode, sedangkanlogam yang melapisinyamerupakan anode. Reaksi korosipada besi dapat dicegah karenareaksi oksidasi akan terjadi padaanode (logam pelapis).F a k t aK i m i aProteksi KatodikDalam kehidupan sehari-hari, Anda pasti pernah melihat besi yangberkarat. Apabila besi didiamkan pada udara yang lembap maka padapermukaan besi akan terbentuk karat. Untuk mengetahui proses korosi padabesi lakukanlah kegiatan berikut.Selidikilah 2.51.Sel Volta yang dibuat di anode dan katode dalamtempat terpisah harus menggunakan jembatangaram. Apakah fungsi jembatan garam?2.Tuliskanlah diagram sel dari reaksi redoksberikut.a.Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–Katode: Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)b.Anode : Sn(s) → Sn2+(aq) + 2 e–Katode: Ag+(aq) + e–→ Ag(s)3.Tuliskanlah reaksi redoks di anode dan di katodedari diagram sel berikut.a.Al(s) | Al3+(aq) || Ni2+(aq) | Ni(s)b.K(s) | K+(aq) || Co2+(aq) | Co(s)4.Jika diketahui:a.Ni2+(aq) + 2 e–→ Ni(s)E0 = –0,25 voltAl3+(aq) + 3 e–→ Al(s)E0 = –1,67 voltb.Ag+(aq) + e–→ Ag(s)Eo = +0,80 voltCu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Eo = +0,34 voltc.Sn2+(aq) + 2 e–→ Sn(s)Eo = –0,14 voltMg2+(aq) + 2 e–→ Mg(aq)Eo = –2,36 voltTuliskanlah reaksi redoks yang dapat terjadi daripasangan-pasangan setengah reaksi tersebut dantentukan masing-masing potensial selnya.5.Apakah yang dimaksud dengan elektrode?6.Berapakah massa perak yang diendapkan padakatode pada elektrolisis larutan AgNO3 denganmenggunakan arus 5 A selama 20 menit. (ArAg =108 g/mol)Soal PenguasaanMateri 2.2Kerjakanlah di dalam buku latihan Anda.
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII44O2(g)O2(g)Fe2+(aq) + 2 OH–(aq)→ Fe(OH)2(s)4 Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2 H2O(l)→4 Fe(OH)3(s)KatodeO2(g) + 2 H2O(l)+ 4 e–→ 4 OH–(aq)AnodeFe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–Gambar 2.9Reaksi korosi pada besi1.Reaksi redoks merupakan reaksi yang berlangsungpada proses elektrokimia, yaitu proses kimia yangmenghasilkan arus listrik dan proses kimia yangmenggunakan arus listrik. Reaksi redoks diseta-rakan dengan dua cara, yaitua.cara bilangan oksidasi;b.cara setengah reaksi/ion elektron.2.Sel elektrokimia, terjadi perubahan energi kimiamenjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektro-kimia terdiri atas sel Volta dan sel elektrolisis.a.Sel Volta1)Katode mengalami reduksi, anode menga-lami oksidasi.2)Energi kimia diubah menjadi energi listrik.3)Katode adalah kutub negatif.Rangkuman4)Anode adalah kutub positif.5)Reaksi spontan.b.Sel Elektrolisis1)Katode mengalami reduksi, anode menga -lami oksidasi.2)Energi listrik diubah menjadi energi kimia.3)Katode adalah kutub positif.4)Anode adalah kutub negatif.5)Reaksi tidak spontan.6)Berlaku hukum I Faraday wei tF.3.Korosi adalah reaksi oksidasi pada logam yangdisebabkan oleh oksigen dan air. Korosi dapatdicegah dengan proteksi katodik, pembentukan aloi,dan perlindungan pada permukaan logam.Bandingkanlah kesimpulan yang Anda peroleh dengan penjelasanberikut.Masalah yang sering terjadi pada logam adalah korosi. Korosidisebabkan karena reaksi logam dengan oksigen dan air. Contohnya korosipada besi.Perhatikanlah Gambar 2.9, Pada proses korosi, besi bertindak sebagaianode yang akan mengalami reaksi oksidasi membentuk Fe2+, sedangkan O2mengalami reduksi menjadi OH–, gabungan Fe2+ dan OH– membentuk karat.1.Jelaskanlah terjadinya korosi pada besi danbagaimanakah cara pencegahannya?Soal PenguasaanMateri 2.3Kerjakanlah di dalam buku latihan Anda.2.Tuliskanlah reaksi korosi pada besi.• Korosi• Pencegahan korosiKata KunciProses korosi dapat dicegah melalui:1.Perlindungan pada permukaan, contohnya dengan cat.2.Perlindungan elektrokimia dengan menggunakan logam lain (proteksikatodik).3.Pembentukan aloi.Aloi adalah campuran logam dengan logam lain sehingga menghasilkancampuran logam yang lebih kuat dan tahan karat. Contohnya, campuranNi dengan Cr.
Reaksi Redoks dan Elektrokimia45P e t aKonsepKaji DiriKorosiCara setengahreaksi/ionelektronSel Volta/Sel GalvaniSelElektrolisisReaksiredoksCara bilanganoksidasiAnodeKatodeKutub positifKutub negatifHukum I FaradayReaksi dengan O2dan H2O• Perlindungan pada permukaan• Proteksi katodik• Pembentukan aloipemanfaatandisetarakandenganprosesyangmerugikanterdiriatasmerupakanmerupakanAnodeKatodemerupakanmerupakanstoikiometripenyebabpencegahanBagaimanakah pendapat Anda setelah mempelajarimateri Reaksi Redoks dan Elektrokimia ini? Menyenangkan,bukan? Banyak hal yang menarik tentang materi ReaksiRedoks dan Elektrokimia ini. Misalnya, Anda akan dapatmenemukan aplikasi dari materi bab ini dalam kehidupansehari-hari seperti pada proses penyepuhan logam danpembentukan aloi.Tujuan Anda mempelajari bab ini adalah agar Anda dapatmenerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem elektrokimiayang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalammencegah korosi dan dalam industri, serta menjelaskanreaksi redoks dalam sel elektrolisis dan menerapkan HukumFaraday untuk elektrolisis larutan elektrolit. Apakah Andadapat mencapai tujuan belajar tersebut? Jika Anda mengalamikesulitan dalam mempelajari materi tertentu pada bab ini,bertanyalah kepada guru kimia Anda. Anda pun dapatberdiskusi dengan dengan teman-teman untuk memecahkanpermasalahan-permasalahan yang berkenaan dengan materiReaksi Redoks dan Elektrokimia ini. Belajarlah dengan baik.Pastikanlah Anda menguasai materi ini.Kutub positifKutub negatifelektrodeterdiri ataselektrodeterdiri atascontohcontohcontohPenyepuhan logam, produksi aluminium,produksi natriumcontohSel Volta bakarSel bahan bakarhidrogen-oksigenSel Volta primerBateraiSel Volta sekunderAkiHukum II Faraday
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII46A. Pilihlah salah satu jawaban yang paling tepat dan kerjakanlah pada buku latihan Anda.1.Reduksi 1 mol ion BrO3– menjadi ion Br–membutuhkan elektron sebanyak ....A.2 molB.3 molC.4 molD.5 molE.6 mol2.Oksidasi 1 mol ion sianida (CN–) menjadi ion sianat(CNO–) memerlukan elektron sebanyak ....A.1 molB.2 molC.3 molD.4 molE.5 mol3.Jumlah mol elektron yang terlibat dalam:3 As(s) + 5 NO3–(aq) + 4 OH–(aq) →3 AsO43–(aq) + 5 NO(g) + 2 H2O(l)adalah ....A.3D.1 2B.5E.1 5C.94.Banyaknya Fe yang dapat dioksidasi oleh 1 molCr2O72– menghasilkan Fe3+ dan Cr3+ adalah ....A.1 molD.4 molB.2 molE.6 molC.3 mol5.Pada reaksi (belum setara):H2SO4(aq) + HI(aq) → H2S(aq) + I2(s) + H2O(l)Satu mol H2SO4 memerlukan HI sebanyak ....A.10 molD.2 molB.8 molE.1 molC.4 mol6.Berapa elektron yang terlibat dalam reaksi ....NO3–(aq)→ NO(g)A.1 eD.5 eB.2 eE.7 eC.3 e7.Jika reaksi:Cu2+(aq) + NO(g) → Cu(s) + NO3–(aq)(belum setara)dilengkapi maka persamaan reaksi itu akanmengandung ....A.10 H+ dan 5 H2OB.8 OH– dan 4 H2OC.8 H+ dan 4 H2OD.4 OH– dan 2 H2OE.4 H+ dan 2 H2O8.Pada reaksi:MnO4–(aq) + C2O42–(aq)→ Mn2+(aq) + CO2(g)Jumlah mol C2O42– yang dapat dioksidasi oleh 1 molMnO4– adalah ....A.0,4D.2,5B.1E.5C.29 . Pada reaksi:Cu(s) + NO3–(aq) → Cu2+(aq) + NO2(g)1 mol Cu akan menghasilkan gas NO2 pada STPsebanyak ....A.11,2 LD.44,8 LB.22,4 LE.56 LC.33,6 L10. Diketahui potensial reduksi beberapa logam ....Ga3+(aq) + 3 e–→ Ga(s)Eo= –0,55 VIr2+(aq) + 2 e–→ Ir(s)Eo = +1,00 VLa3+(aq) + 3 e–→ La(s)Eo = –2 52 VSn2+(aq) + 2 e–→ Sn(s)Eo= –0,14 VBi3+(aq)+ 3 e–→ Bi(s)Eo= +0,25 VSusunan logam-logam tersebut dalam deret Voltaadalah ....A.La – Ga – Sn – Bi – IrB.La – Ir – Ga – Bi – SnC.Sn – Ga – La – Bi – IrD.Ir – Bi – Sn – Ga – LaE.La – Ga – Sn – Ir – Bi11. Dari data potensial elektrode berikut:Zn2+(aq) + 2 e–→ Zn(s)Eo = –0,76 VCd2+(aq) + 2 e–→ Cd(s)Eo = –0,40 VCu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)Eo = +0,34 VAg+(aq)+ e–→ Ag(s)Eo = +0,80 VReaksi yang dapat berlangsung adalah ....A.Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq)B.Cd(s) + Zn2+(aq) → Cd2+(aq) + Zn(s)C.Cu2+(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag+(aq)D.Cu(s) + Cd2+(aq) → Cu2+(aq) + Cd(s)E.Cd(s) + 2Ag+(aq)→ 2Ag(s) + Cd2+(aq)12. Logam X dapat mengendapkan tembaga darilarutan CuSO4, tetapi logam X tidak bereaksi denganlarutan ZnCl2. Deret berikut ini yang menyatakanbertambah kuatnya sifat reduktor adalah ....A.Zn – Cu – XD.Cu – X – ZnB.Zn – X – CuE.X – Zn – CuC.Cu – Zn – X1 3 . Diketahui 2+oPbE|Pb= –0,13 V dan 2+oFeE|Fe= –0,44 V.Jika ke dalam larutan yang mengandung Fe2+ danPb2+ ditambahkan serbuk timbel dan besi maka ....Evaluasi Materi Bab 2
Reaksi Redoks dan Elektrokimia47A.Fe2+ dan Pb2+ bertambahB.Fe2+ dan Pb2+ berkurangC.Fe2+ bertambah dan Pb2+ berkurangD.Fe2+ berkurang dan Pb2+ bertambahE.tidak terjadi reaksi apa-apa14. Logam L, M, dan P menunjukkan reaksi berikut:P + L2+→ tidak terjadi reaksiM + 2P+→ M2+ + 2PL + M2+ → L2+ + MUrutan ketiga logam itu yang sesuai denganpotensial reduksi yang meningkat adalah ....A.P – M – LD.M – P – LB.L – M – PE.P – L – MC.L – P – M15. Dalam suatu sel Volta terjadi reaksi:Sn(s) + 2 Ag+(aq) → Sn2+(aq) + 2 Ag(s)Jika Eotimah = –0,14 volt dan Eoperak = +0,80 V makapotensial sel adalah ....A.1,74 VD.0,66 VB.1,46 VE.0,52 VC.0,94 V16. Dari data potensial reduksi:2+oZnE | Zn= –0,76 V2+oMgE | Mg= –2,38 V2+oCuE | Cu= +0,34 V2+oPbE | Pb= –0,13 V+oAgE | Ag= +0,80 VSel Volta yang menghasilkan potensial listrik palingbesar adalah ....A.Zn | Zn2+ || Cu2+ | CuB.Mg | Mg2+ || Ag+ | AgC.Zn | Zn2+ || Ag+ | AgD.Pb | Pb2+ || Cu2+ | CuE.Mg | Mg2+ || Pb2+ | Pb17. Sel Volta memiliki elektrode perak (+oAgE|Ag=+0,80 V; 2+oZnE|Zn= –0,76 V)Pernyataan berikut yang tidak benar adalah ....A.perak bertindak sebagai katodeB.reaksi sel: Zn + 2Ag+→ Zn2+ + 2AgC.elektron mengalir dari perak ke sengD.potensial sel = 1,56 VE.notasi sel: Zn | Zn2+ || Ag+ | Ag18. Jika larutan natrium nitrat dielektrolisis, akanterbentuk ....A.natrium di katodeB.natrium di anodeC.hidrogen di anodeD.oksigen di katodeE.oksigen di anode19. Jika leburan NaCl dielektrolisis maka ....A.natrium di katode, klorin di anodeB.natrium di katode, oksigen di anodeC.hidrogen di katode, oksigen di anodeD.hidrogen di katode, klorin di anodeE.natrium dan hidrogen di katode, klorin di anode20. Jika larutan CuO dielektrolisis dengan elektrodeinert maka ....A.ion Cu2+ menuju katode dan terjadi endapanCuB.ion Cl– menuju katode dan terbentuk gas Cl2C.ion H+ menuju katode dan terbentuk gas H2D.di katode terjadi oksidasiE.di anode tedadi reduksi21. Jika Fe digunakan sebagai anode dan Cu sebagaikatode pada elektrolisis larutan CuSO4, akanterbentuk ....A.gas O2 di anodeB.gas H2 di anodeC.endapan Cu di anodeD.endapan besi di katodeE.ion Fe2+ di anode22. Jumlah arus listrik yang diperlukan untukmereduksi 1 mol ion ClO3– menjadi Cl2 dalamlarutan asam adalah ....A.1 FD.4 FB.2 FE.5 FC.3 F23. Larutan CuSO4 dielektrolisis selama 2 menit denganarus 2 A. Massa tembaga (Ar Cu = 64 g/mol) yangmengendap di katode adalah ....A.79,58 gD.79,58 mgB.15,92 gE.7,96 mgC.7,96 g24. Arus listrik tertentu mengendapkan 0,54 g perak (ArAg = 108 g/mol) dari larutan Ag+. Jika arus tersebutdilewatkan melalui larutan X2+ maka logam X (Ar X= 40 g/mol) yang mengendap sebanyak....A.0,1 gD.0,27 gB.0,2 gE.1,08 gC.0,54 g25. Larutan ZnSO4 dielektrolisis dengan arus 0,1 Fselama 2 jam. Endapan seng (Ar Zn = 65,4 g/mol)yang terbentuk di katode berjumlah ....A.0,05 molD.3,27 molB.0,10 molE.6,54 molC.0,20 mol26. Untuk mengendapkan semua tembaga (Ar Cu = 63,5)dari 200 mL larutan CuSO4 1 M dengan arus 10 Adiperlukan waktu ....A.965 sD.5.790 sB.1.930 sE.9.650 sC.3.860 s27. Pada elektrolisis larutan kalium nitrat 0,1 M selama100 menit dengan arus 2 F. Jumlah gas yangterbentuk di anode (STP) adalah ....
Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII48A.44,8 LD.5,6 LB.22,4 LE.2,8 LC.11,2 L28. Arus listrik 965 mA dialirkan melalui larutan asamsulfat selama 5 menit. Banyaknya gas hidrogen yangterbentuk adalah ....A.1 × 10–3 molB.1,5 × 10–3 molC.2 × 10–3 molD.2,5 × 10–3 molE.3 × 10–3 mol29. Pada elektrolisis larutan kalium klorida denganlistrik 0,02 F, volume gas yang terbentuk di katodepada suhu dan tekanan tertentu di mana 1 L gasnitrogen (Ar N = 14 g/mol) bermassa 1,4 g adalah ....A.100 mLD.400 mLB.200 mLE.448 mLC.224 mL30. Pada elektrolisis larutan CuSO4 terbentuk 3,175 gtembaga di katode (Ar Cu = 63,5 g/mol). Volume gasyang terjadi di anode pada kondisi 7 g gas nitrogenbervolume 5 dm3 adalah ....A.0,5 dm3B.0,56 dm3C.1 dm3D.1,12 dm3E.2 dm3B. Jawablah pertanyaan berikut dengan benar.1.Gambarkanlah sebuah sel Volta dengan elektrode-elektrode Ni dalam larutan NiSO4 dan Al dalamAl2(SO4)3. Sebutkan bagian-bagiannya dan bagaimanacara kerjanya.2.Hitunglah potensial sel dari diagram sel berikut.(E° dapat dilihat dari tabel).a.K | K+ || Co2+ | Cob.Fe | Fe2+ || Cu2+ | Cuc.Cd | Cd2+ || Ag+ | Agd.Zn | Zn2+ || Br2 | Br–Soal Tantangan1.Kita semua pasti mengenal batu baterai. Ketika kitamenggunakan batu baterai tersebut, lama-kelamaanbatu baterai itu tidak dapat digunakan lagi.Mengapa hal tersebut dapat terjadi?2.Perhatikan bagan elektrolisis berikut.3.Tuliskanlah reaksi di katode dan anode jika zat-zatberikut dielektrolisis dengan elektrode inert.a.KI(aq)b.NaOH(aq)c.NaCl(l)d.ZnSO4(aq)4.Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masingmengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusunseri dengan menggunakan arus yang sama,dihasilkan 5,5 g Cu. Berapakah massa Ag yangdiperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)a.Logam manakah yang bertindak sebagai anodedan katode?b.Tuliskan reaksi redoks yang terjadi pada setiapelektrode.c.Bagaimanakah konsentrasi AgNO3 di dalamlarutan? Jelaskan.c.Menurut Anda, untuk apakah teknik elektrolisistersebut dilakukan? Jelaskan.+–AgNO3(aq)Cu(s)Ag(s)