REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA (Tugas Telaah Kurikulum Kimia Sekolah 2) Oleh Kelompok 5 D. Paulus Manik 0713023009 Heru Agung Saputra 1013023046 Agustina Simanjuntak 1013023065 Annisa Sholeha 1013023030 Frida Octavia P. 1013023040 Sinta Mutiara Akmal 1013023058 PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA
34
Embed
Web viewMenjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan ... beda potensial listrik ... manusia wajar kalau lupa
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
(Tugas Telaah Kurikulum Kimia Sekolah 2)
Oleh
Kelompok 5
D. Paulus Manik 0713023009
Heru Agung Saputra 1013023046
Agustina Simanjuntak 1013023065
Annisa Sholeha 1013023030
Frida Octavia P. 1013023040
Sinta Mutiara Akmal 1013023058
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS LAMPUNG
BANDARLAMPUNG
2012
Standar Kompetensi
2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi
dan kehidupan sehari-hari
Kompetensi Dasar
2.1 Menjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang
melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam
industri
Indikator
1. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi (ion-elektron)
dalam suasana asam
2. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi (ion-elektron)
dalam suasana basa
3. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi dalam suasana
asam
4. Menyetarakan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi dalam suasana
basa
5. Menjelaskan pengertian sel elektrokimia
6. Menjelaskan sel volta (sel Galvani)
7. Menuliskan notasi sel/diagram sel berdasarkan persamaan reaksi redoks
8. Menghitung E selo suatu reaksi redoks berdasarkan potensial elektrode standar
9. Menjelaskan deret volta dan potensial reduksi
10. Menetukan apakah suatu reaksi dapat berlangsung spontan atau tidak
berdasarkan deret volta
11. Menjelaskan contoh aplikasi sel volta dalam kehidupan sehari-hari
Guru : “Ya, bagus. Untuk latihan, kalian setarakan dengan menggunakan
metode setengah reaksi (ion-elektron) reaksi berikut:
Al + NO3- → AlO2
- + NH3 (suasana basa)
Siswa : “Oke, Pak”
GURU MEMBIMBING SISWA DALAM MENGERJAKAN LATIHAN-
LATIHAN SOAL TENTANG PENYETARAAN REAKSI REDOKS DENGAN
METODE SETENGAH REAKSI (ION-ELEKTRON)
Al + NO3- → AlO2
- + NH3 (suasana basa)
Reduksi: NO3- + 6H2O + 8e → NH3 + 9OH- … (1) │×3│
Oksidasi: Al + 4OH- → AlO2- + 2H2O + 3e … (2) │×8│
Redoks: 8Al + 3NO3- + 2H2O + 5OH- → 8AlO2
- + 3NH3
7
Guru : “Baik, berarti kalian sudah mengerti metode setengah reaksi ini.
Selanjutnya kita akan mempelajari metode yang kedua yaitu metode bilangan
oksidasi.
Berikut ini langkah-langkah dalam menyetarakan reaksi dengan metode bilangan
oksidasi:
1). Setarakan jumlah atom yang terlibat redoks (atom yang bilangan oksidasinya
berubah), dengan menambahkan koefisien
2). Setarakan jumlah elektron (selisih total bilangan oksidasi), dengan
menambahkan koefisien
3). Setarakan jumlah muatan, dengan menambahkan H+ (suasana asam) atau OH-
(suasana basa) secukupnya
4). Akhirnya, setarakan jumlah atom H, dengan menambahkan H2O secukupnya
Dari reaksi tadi,
Cr2O72- + SO2 → Cr3+ + HSO4
- (suasana asam)
Coba kalian tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom dalam reaksi
tersebut!”
Siswa : “BO Cr pada Cr2O72- +6, dan menjadi +3 pada Cr3+. BO S pada SO2 +4,
dan menjadi +6 pada HSO4-”
Guru : “Dari pekerjaan kalian, atom yang terlibat redoks adalah Cr dan S. Atom
Cr perlu disetarakan dengan menambahkan koefisien di depan Cr3+, sedangkan
atom S sudah setara
Cr2O72- + SO2 → 2Cr3+ + HSO4
-
Kita tulis biloks (total) dibawahnya untuk atom-atom yang terlibat redoks, seperti
berikut:
8
Agar selisih bilangan oksidasi setara, SO2 dan HSO4- harus dikalikan 3
Cr2O72- + 3SO2 → 2Cr3+ + 3HSO4
-
Coba kalian hitung muatan diruas kiri dan juga muatan diruas kanan!”
Siswa : “Muatan di ruas kiri = -2, di ruas kanan = 2(+3) + 3(-1) = +3”
Guru : “Ya, tepat sekali. Agar muatan setara, diruas mana dan berapa kita harus
menambahkan H+?
Siswa : “5H+ diruas kiri
Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4
-
Guru : “Bagus anak-anak, sekarang coba kalian hitung jumlah atom H diruas
kiri dan diruas kanan!”
Siswa : “Jumlah atom H diruas kiri = 5, sedangkan diruas kanan = 3”
Guru : “Agar atom H setara, berapa H2O yang harus ditambahkan diruas
kanan?”
Siswa : “Satu, Pak
Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4
- + H2O
Guru : “Ya, bagus sekali. Akhirnya kita bisa menyetarakan reaksi tersebut. Nah
ini ada tips: untuk memeriksa apakah pekerjaan kita benar, lihatlah jumlah atom
O. Jika jumlah atom O sama berarti pengerjaan sudah betul. Jika tidak sama,
ulangi pekerjaan dari awal”
Siswa : “Oke, Pak”
Guru : “Sampai disini, ada yang kurang jelas mengenai penyetaraan reaksi
redoks dengan menggunakan metode bilangan oksidasi?”
Siswa : “Pak, gak mudeng”
Guru : “Kalian akan mudeng kalau kalian banyak latihan mengerjakan soal,
untuk itu kerjakan soal berikut:
9
MnO4-(aq) + SO3
2-(aq) → Mn2+(aq) + SO42-(aq) (suasana asam)
DENGAN BIMBINGAN GURU AKHIRNYA SISWA DAPAT
MENYETARAKAN REAKSI TERSEBUT
2MnO4-(aq) + 5SO3
2-(aq) + 6H+ → 2Mn2+(aq) + 5SO42-(aq) + 3H2O
Guru : “Anak-anak, tadi kita menyetarakan reaksi redoks dalam suasana asam,
lalu gimana sih kalau dalam suasana basa? Langkahnya hampir sama, untuk lebih
jelasnya kita setarakan reaksi berikut:
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → MnO2(s) + CO2(g) (suasana basa)
Coba kalian kerjakan sesuai langkah-langkah yang sudah Bapak beri!”
Siswa :
MnO4-(aq) + C2O4
2-(aq) → MnO2(s) + 2CO2(g)
2MnO4-(aq) + 3C2O4
2-(aq) → 2MnO2(s) + 6CO2(g)
Setelah ini Pak?”
Guru : “Nah, setelah itu tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan O dan
diruas yang berlawanan tambah H2O”
Siswa :
2MnO4-(aq) + 3C2O4
2-(aq) + 4H2O → 2MnO2(s) + 6CO2(g) + 8OH-
Guru : “Wah, murid Bapak memang pintar-pintar. Kalau begitu kita lanjutkan
pembelajaran kita. Anak-anak, salah satu aplikasi dari prinsip-prinsip reaksi
10
redoks adalah sel-sel elektrokimia, yaitu sel-sel tempat energi kimia diubah
menjadi energi listrik atau sebaliknya.
Coba perhatikan semuanya!
Pembelajaran kali ini kita hanya akan mempelajari sel volta/sel galvani sedangkan
sel elektrolisis akan kita pelajari pembelajaran berikutnya. Mungkin dari kalian
ada yang sudah membaca sel volta (sel galvani)?”
Siswa : “Sedikit, Pak”
Guru : “Bagus, Nak. Nah, dalam sel elektrokimia ini dikenal istilah elektroda.
Ada yang tahu apa itu elektroda?”
Siswa : “Elektroda itu tempat terjadinya reaksi redoks”
Guru : “Ya, benar sekali. dalam sel volta elektroda tempat terjadinya reaksi
oksidasi disebut anoda, dan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi disebut
katoda
Perhatikan reaksi berikut:
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
11
SEL ELEKTROKIMIASEL VOLTA/GALVANIMenghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia (redoks) yang berlangsung spontan.Contoh:1. sel volta komersial2. aki3. baterai
Reaksi Zn dalam larutan CuSO4 merupakan reaksi redoks spontan. Spontan disini
maksudnya reaksi terjadi secara serta merta tanpa bantuan energi listrik, tetapi
reaksi ini justru menghasilkan arus listrik
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Dalam reaksi tersebut, tidak ada arus listrik yang dapat diukur karena elektron
berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+. Kira-kira apa yang harus
dilakukan agar listrik yang dihasilkan dapat diukur?”
SEMUA SISWA DIAM
Guru : “Agar listrik yang dihasilkan dapat diukur, maka logam Zn dan ion Cu2+
dipisahkan sehingga menjadi rangkaian sebagai berikut:
Coba kalian tuliskan reaksi yang terjadi pada anoda dan katoda!”
Siswa : “(Tadi kata Bapaknya anoda tempat terjadinya reaksi oksidasi sedangkan
katoda tempat terjadinya reaksi reduksi)
Anoda: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
Katoda : Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
Guru : “Terimakasih. Nah, untuk menyusun seperti tadi batang Zn dicelupkan
pada larutan ZnSO4 dan Cu dalam larutan CuSO4, batang Cu dan Zn dinamakan
elektroda. Susunan elketroda (Zn dan Cu) dan larutan (ZnSO4 dan CuSO4) ini
disebut sel Daniel (John Daniel)
Pada sel Volta tersebut:
12
Elektroda Zn teroksidasi dan larut menjadi Zn2+
Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju
elektroda Cu
Pada elektroda Cu, elektron-elektron diikat oleh ion Cu2+ dari larutan dan
mengendap sebagai Cu(s) dan melekat pada batang Cu
Akibatnya apa pada anoda?”
SISWA HANYA DIAM
Guru : “Ion Zn2+ > ion SO42-, kalau begitu artinya apa?
Siswa : “Muatan positifnya lebih besar”
Guru : “Kalau pada katoda bagaimana?”
Siswa : “Pada katoda ion SO42- > ion Cu2+ (bermuatan negatif)”
Guru : “Ya, benar. Karena bermuatan positif pada ruang anoda, maka akan
menghambat pelarutan logam Zn selanjutnya, sebaliknya di ruang katoda
bermuatan negatif akan menahan pengendapan ion Cu2+ atau aliran elektron akan
berhenti. Lalu bagaimana mengatasinya?”
SEMUA SISWA DIAM
Guru : Oleh karena itu, diperlukan jembatan garam (umumnya berupa pipa U
terbalik berisi larutan garam inert (KCl, KNO3) sebagai medium penghantar agar
kation (K+, Zn2+) mengalir ke katoda dan anion (SO42-, Cl-) bergerak ke anoda.
Nah, pada akhir kerja sel Volta elektroda Zn akan berkurang massanya karena
teroksidasi menjadi Zn2+ yang larut. Bagaimana dengan elektroda Cu?”
Siswa : “Elektroda Cu akan bertambah massanya, karena Cu2+ tereduksi menjadi
endapan Cu”
Guru : “Bagaimana dengan larutan CuSO4?”
Siswa : “Semakin encer”
Guru : “Kalau larutan ZnSO4?”
13
Siswa : “Semakin pekat”
Guru : “Ya, bagus. Sekarang Bapak ingin bertanya, menurut kalian yang mana
kutub negatif dan positif antara anoda dan katoda?”
SEMUA SISWA SISWA SALING MENDISKUSIKAN
Siswa : “Pak, kalau menurut saya anoda itu kutub negatif dan katoda kutub
positif”
Guru : “Bagaimana penjelasannya?”
SISWA HANYA DIAM
Guru : “Ya, benar jawabanya demikian. Anoda kutub negatif karena elektron
mengalir dari batang Zn (anoda) menuju batang Cu (katoda). Kita kan tahu kalau
muatan negatif senang dengan muatan positif begitu sebaliknya. Katoda didatangi
elektron berarti katoda kutub positif bukan?”
Siswa : “Ooo… Iya Pak kami mengerti”
Guru : “Kalau anoda bagaimana?”
Siswa : “Negatif kan tidak suka negatif Pak makanya elektron pergi dari anoda
menuju katoda”
Guru : “Nah dari sel di atas tadi dapat dituliskan notasi sel atau diagram sel:
Zn(s)│Zn2+(aq)││Cu2+(aq)│Cu(s)
Berdasarkan konvensi:
Anoda digambarkan sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan. Dua garis sejajar:
jembatan garam yang memisahkan anoda dan katoda. Garis tunggal: batas antar
fase.
Zn(s)│Zn2+(aq): pasangan oksidasi
Cu2+(aq)│Cu(s): pasangan reduksi
Sampai disini ada yang ingin ditanyakan?”
14
Siswa : “Belum, Pak”
Guru : “Pada gambar Sel Volta: Aliran elektron dari elektroda Zn ke elektroda
Cu dan tidak sebaliknya, artinya apa?”
Siswa : “Artinya ya Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya ion Cu2+
lebih mudah tereduksi”
Guru : “OK, SMART SEKALI. Perbedaan kecenderungan teroksidasi
menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektroda Zn dan Cu, yang pada
akhirnya menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu. Selisih potensial =
potensial sel atau Esel (ggl=emf).
Bila konsentrasi ion Zn2+ = 1M, Cu2+ = 1M, Esel = 1,10 V. Potensial sel yang
diukur pada 25°C dengan konsentrasi ion-ion 1M dan tekanan gas 1 atm disebut
potensial sel standar, E selo .
Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan
logam/spesi lain untuk mengalami oksidasi atau reduksi. Untuk membandingkan
kecenderungan oksidasi atau reduksi suatu elektroda, diperlukan elektroda
pembanding/standar yaitu elektroda hodrogen (SHE = Standar Hydrogen
Elektrode)
Menurut perjanjian, unsur yang ditetapkan sebagai standar adalah hidrogen, dan
bagi reaksi ion H+ menjadi H2 diberikan harga potensial reduksi (E°) = 0,00 V
2H+ + 2e → H2 E° = 0,00 V
Dengan demikian, dapat ditentukan harga E° dari logam-logam, yaitu harga E