Kamis, 17 Desember 2009

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

KONSEP REAKSI KIMIA
Standar kompetensi: memahami perkembangan konsep reaksi kimia, kompetensi dasar: mendeskripsikan pengertian umum reaksi kimia, dan indicator: menggolongkan jenis reaksi kimia (2 jam)

A. REAKSI KIMIA
Alam semesta tersusun dari dua komponen utama yaitu materi dan energi. Materi adalah segala sesuatu yang memiliki massa dan volume. Sedangkan energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja atau usaha. Materi dapat digolongkan menjadi zat tunggal (zat murni) dan campuran. Zat murni meliputi unsur dan senyawa. Unsur adalah zat murni yang dengan reaksi kimia biasa tidak dapat diuraikan menjadi zat yang lebih sederhana. Unsur-unsur di alam semesta dapat digolongkan menjadi unsur logam dan bukan logam, jumlah seluruh unsur alamiah sekitar 80 buah unsur, ditambah unsur buatan menjadi lebih dari 110 unsur.

Unsur-unsur dapat bergabung menghasilkan senyawa. Pembentukan senyawa biasanya diikuti oleh perubahan energi. Jadi senyawa adalah gabungan dua macam unsur atau lebih dengan perbandingan tertentu. Sifat-sifat unsur penyusunnya dalam senyawa hilang dan muncul sifat-sifat baru pada senyawa. Peristiwa penggabungan unsur-unsur menjadi senyawa atau penguraian senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya disebut perubahan kimia. Perubahan kimia disebut pula reaksi kimia.
Suatu rumusan yang menggambarkan hubungan antara pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) dalam reaksi kimia disebut persamaan reaksi. Reaktan dan produk diberi tambahan fase dalam penulisan dan dipisahkan dengan tanda panah. Contohnya gas hydrogen dan gas oksigen bereaksi membentuk uap air, dapat ditulis sebagai berikut:
1. H2(g) + O2(g) → H2O(g)
2. SO3(g) → SO2(g) + O2(g)
3. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq)
Terjadinya reaksi kimia ditandai oleh 4 gejala, yaitu: (1) terjadi perubahan suhu, (2) terjadi perubahan warna, (3) terjadi endapan, dan (4) timbul gas. Setiap terjadi reaksi kimia, maka akan selalu berlaku hukum kekekalan massa, massa zat sebelum dan sesudah reaksi tetap. Dengan demikian jumlah atom di ruas kiri harus sama dengan jumlah atom di ruas kanan. Jika jumlah atomnya belum sama, maka perlu disetarakan dengan menambahkan angka di depan rumus kimia, angka tersebut disebut koefisien reaksi. Koefisien reaksi menyatakan jumlah zat yang bereaksi. Penyetaraan reaksi tidak boleh mengubah rumus kimia. Penyetaraan reaksi pada contoh persamaan reaksi di atas adalah:
1. 2H2 + O2 → 2H2O
2. 2SO3 → 2SO2 + O2
3. NaOH + HCl → NaCl + H2O

Penggolongan reaksi kimia
Reaksi kimia dapat dikelompokkan berdasarkan banyak aspek, antara lain berdasarkan perpindahan atomnya, berdasarkan pereaksinya, dan berdasarkan perubahan tingkat oksidasinya.

Berdasarkan perpindahan atomnya, suatu reaksi kimia dapat dikelompokkan menjadi:
a. Reaksi adisi
b. Reaksi substitusi
c. Reaksi eliminasi

Berdasarkan pereaksinya, maka reaksi kimia dapat dikelompokkan menjadi:
a. Reaksi hidrolisis
b. Reaksi hidrogenasi
c. Reaksi kalsinasi

Berdasarkan perubahan tingkat oksidasinya, suatu reaksi dapat dikelompokkan menjadi:
a. Reaksi bukan redoks: tidak mengalami perubahan tingkat oksidasi.
Contoh:
Penetralan : NaOH + HCl → NaCl + H2O,
Pertukaran ion : AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
b. Reaksi redoks: mengalami perubahan tingkat oksidasi
Contoh:
H2 + O2 → H2O
MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2

A. REAKSI REDOKS
Standar kompetensinya adalah memahami perkembangan konsep reaksi kimia, kompetensi dasarnya: membedakan konsep oksidasi dan reduksi, dan indikatornya: (1) membedakan reaksi reduksi dan oksidasi ditinjau dari penggabungan dan pelepasan oksigen, pelepasan dan penerimaan elektron, serta peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi, dan (2) menentukan oksidator dan reduktor dalam reaksi redoks. (8 jam)

1. Konsep Reduksi dan Oksidasi

Redoks (singkatan dari reaksi reduksi dan oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia. Pengertian reduksi dan oksidasi dapat dijelaskan dengan tiga konsep:

a. Konsep pengikatan oksigen
Berdasarkan konsep ini, oksidasi didefinisikan sebagai reaksi pengikatan oksigen oleh suatu zat dan reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu zat.
Contoh:
Oksidasi : C + O2 → CO2
Reduksi : Fe2O3 + CO → Fe + CO2
b. Konsep perpindahan elektron
Berdasarkan konsep ini, oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron oleh suatu zat, sedangkan reduksi adalah reaksi penangkapan elektron oleh suatu zat.
Contoh:
Oksidasi : Mg → Mg2+ + 2e
Reduksi : Cl2 + 2e → 2Cl-
c. Konsep bilangan oksidasi
Konsep ini berlaku umum, tidak hanya melibatkan reaksi pengikatan atau pelepasan oksigen atau elektron.

Aturan bilangan oksidasi (grade of oxidation):
1) Hidrogen dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi = +1, kecuali dalam hidrida bilangan oksidasi = -1.
2) Oksigen dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi = -2, kecuali dalam peroksida bilangan oksidasinya = -1 dan dalam OF2 = +2.
3) Unsur bebas memiliki bilangan oksidasi 0 (nol), baik monoatomik (Fe, Ag, Au, Ca, dsb), diatomic (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, dan I2), maupun poliatomik (P4, S8, O3)
4) Bilangan oksidasi unsur-unsur golongan IA, IIA, dan IIIA dalam senyawanya masing-masing = +1, +2, dan +3
5) Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang menyusun senyawa = 0
6) Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang menyusun ion = muatannya

Contoh:
1. Tentukan bilangan oksidasi S dalam senyawa atau zat berikut ini:
a. SO2 d. H2SO4
b. H2S e. Na2SO4
c. SO32- f. K2S4O6

Jawab:
a. SO2 : Bilok S + 2.Bilok O = 0 (poin 5 aturan bilangan oksidasi)
Bilok S + 2 (-2) = 0
Bilok S = +4
b. H2S : 2.Bilok H + Bilok S = 0
2(+1) + Bilok S = 0
Bilok S = 0 – 2 = -2
c. SO32- : Bilok S + 3.bilok O = -2 (poin 6 aturan bilangan oksidasi)
Bilok S + 3(-2) = -2
Bilok S = -2 + 6 = +4
2. Tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom dalam reaksi-reaksi berikut:
a. Fe + HCl → FeCl2 + H2
b. H2 + N2 → NH3
c. MnO4- + Cl- → Mn2+ + H2O + Cl2

Jawab:
a. Fe + HCl → FeCl2 + H2
0 +1 -1 +2 2(-1) 2(0)

b. H2 + N2 → NH3
2(0) 2(0) -3 3(-1)

c. MnO4- + Cl- → Mn2+ + H2O + Cl2
+7 4(-2) -1 +2 2(+1) -2 2(0)

Pengertian oksidasi dan reduksi dalam reaksi kimia menurut konsep bilangan
oksidasi adalah:

Oksidasi : reaksi peningkatan bilangan oksidasi
Reduksi : reaksi penurunan bilangan oksidasi

Oksidasi dan reduksi terjadi selalu bersamaan, sehingga reaksinya disebut reduksi oksidasi disingkat redoks.Contoh:
-1 (reduksi)

Fe + HCl → FeCl2 + H2
0 +1 -1 +2 2(-1) 2(0)

Fe di ruas kiri bilangan oksidasinya = 0 dan berubah menjadi FeCl2 di ruas kanan dengan bilangan oksidasi =+2. Fe mengalami oksidasi. H dalam HCl di ruas kiri bilangan oksidasi =+1 berubah menjadi H2 di ruas kanan bilangan oksidasi = 0. H mengalami reduksi.


2. Oksidator dan Reduktor

Zat yang menyebabkan terjadinya oksidasi pada zat lain dalam suatu reaksi redoks disebut oksidator. Oksidator mengalami reaksi reduksi. Oksidator bisanya adalah zat-zat yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4-, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif. Zat yang menyebabkan terjadinya reduksi pada zat lain dalam suatu reaksi redoks disebut reduktor. Reduktor mengalami reaksi oksidasi. Zat-zat yang berupa reduktor sangat bervariasi, antara lain logam-logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al, reagen transfer hidrida seperti NaBH4 dan LiAlH4, dan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium, platinum, atau nikel.

Latihan:
Tentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi serta tentukan pula oksidator dan reduktornya untuk reaksi berikut:
-2 reduksi

a. SO2 + O2 → SO3
+4 2(-2) 2(0) +6 3(-2)


+2 oksidasi
Yang mengalami oksidasi adalah S dalam SO2, jadi SO2 sebagai reduktor
Yang mengalami reduksi adalah O dalam O2, dan O2 sebagai oksidator
-5 reduksi

b. MnO4- + Cl- → Mn2+ + H2O + Cl2
+7 4(-2) -1 +2 2(+1) -2 2(0)

+1 oksidasi
Yang mengalami oksidasi adalah Cl dalam Cl-, jadi Cl- sebagai reduktor
Yang mengalami reduksi adalah Mn dalam MnO4-, sehingga MnO4- sebagai oksidator

3. Menyetarakan Reaksi Redoks

Suatu reaksi redoks 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
Penyetaraan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu cara bilangan oksidasi dan cara setengah reaksi atau cara ion elektron.
a. Cara bilangan oksidasi
Contoh:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
Reaksi di atas dapat diselesaikan dengan langkah-langkah:
1) Tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom dan tentukan yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
-3 (reduksi)

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
0 +1 +5 3(-2) +2 2(+5) 6(-2) 2(+1) -2 +2 -2
+2 (oksidasi)

2) Samakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan menambahkan koefisien reaksi.
-3 (reduksi)

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
0 +1 +5 3(-2) +2 2(+5) 6(-2) 2(+1) -2 +2 -2
+2 (oksidasi)

3) Samakan naik dan turunnya bilangan oksidasi dengan mencari kelipatan persekutuan terkecil
-3 X 2

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
0 +1 +5 3(-2) +2 2(+5) 6(-2) 2(+1) -2 +2 -2
+2 X 3

3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO
4) Samakan atom-atom lain yang tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi
3Cu + 2HNO3 + 6HNO3→ 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

3Cu + 8HNO3→ 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

Latihan:
Setarakan reaksi-reaksi berikut ini dengan cara bilangan oksidasi:
1) Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2O + SO2
2) KClO3 + HCl → KCl + H2O + Cl2

b. Cara setengah reaksi
Cara ini disebut setengah reaksi, karena reaksi lebih dulu harus dipecah menjadi dua , yaitu setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Cara ini disebut cara ion elektron karena dalam penyetaraannya melibatkan ion-ion dan elektron. Cara setengah reaksi sangat sederhana karena tidak harus mengetahui bilangan oksidasi masing-masing unsur dan tidak harus mengetahui zat yang mengalami reduksi dan oksidasi. Secara spesifik, penyetaraan ini melibatkan penambahan ion H+ dan H2O (reaksi dalam lingkungan asam), atau ion OH- dan H2O (reaksi dalam lingkungan basa).

Contoh:
a) Cr2O72- + Cl- → Cr3+ + Cl2 (lingkungan asam)
b) MnO4- + NH3 → MnO2 + NO3- (lingkungan basa)
Langkah-langkah penyetaraannya sebagai berikut:
1) Reaksi dipecah menjadi setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
Cr2O72- → Cr3+
Cl- → Cl2

2) Jumlah atom di ruas kiri dan ruas kanan disamakan (selain O dan H)
Cr2O72- → 2Cr3+
2Cl- → Cl2
3) Dalam lingkungan asam: tambahkan H+ jika kekurangan H dan tambahkan H2O jika kekurangan O
Dalam lingkungan basa: tambahkan H2O jika kelebihan O dan tambahkan OH- jika kekurangan H
Cr2O72- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O
2Cl- → Cl2
4) Samakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron pada sisi yang lebih positif
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
2Cl- → Cl2 + 2e
5) Samakan jumlah elektron di kiri dan kanan, kemudian jumlahkan kedua setengah reaksinya.
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O │X1

2Cl- → Cl2 + 2e │X3
+
Cr2O72- + 14H+ + 6Cl- → 2Cr3+ + 7H2O + 3Cl2


Langkah-langkah penyetaraan dalam lingkungan basa adalah sebagai berikut:

· MnO4- → MnO2
NH3 → NO3-

· MnO4- → MnO2
NH3 → NO3-

· MnO4- + 2H2O → MnO2 + 4OH-
NH3 + 6OH- + 3OH- → NO3- + 3H2O + 3H2O

MnO4- + 2H2O → MnO2 + 4OH-
NH3 + 9OH- → NO3- + 6H2O

· MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-
NH3 + 9OH- → NO3- + 6H2O + 8e

· MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH- │X8

NH3 + 9OH- → NO3- + 6H2O + 8e │X3
+
8MnO4- + 16H2O + 24e → 8MnO2 + 32OH-
3NH3 + 27OH- → 3NO3- + 18H2O + 24e

8MnO4- + 3NH3 → 8MnO2 + 5OH- + 3NO3- + 2H2O
Beberapa peristiwa yang melibatkan reaksi redoks antara lain:
1. Perkaratan logam 3. Industri metalurgi


2. Pembentukan belerang 4. Pembakaran bahan 5. Pelapisan logam
di kawah gunung berapi


B. ELEKTROKIMIA

Standar kompetensi pembahasan ini adalah memahami konsep larutan elektrolit dan elektrokimia, dengan kompetensi dasar: menerapkan konsep reaksi redoks dalam elektrokimia. Indikatornya meliputi: (1) mendefinisikan tentang sel volta atau sel galvani, (2) menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar, (3) menuliskan persamaan reaksi yang terjadi pada sel elktrolisis, dan (4) menghitung banyaknya zat yang dihasilkan pada elektrolisis berdasarkan rumus yang ditentukan. (4 dan 4 jam)
1. Pengertian Elektrokimia dan Sel Elektrokimia
Elektrokimia adalah bidang kajian khusus dalam memanfaatkan reaksi redoks untuk menghasilkan arus listrik atau sebaliknya menggunakan energi listrik untuk menghasilkan reaksi redoks. Sel elektrokimia adalah suatu sistem yang dapat mengubah reaksi redoks menjadi arus listrik atau mengubah arus listrik menjadi reaksi redoks. Bagian rangkaian yang dicelupkan dalam cairan elektrolit (leburan maupun larutan) disebut elektroda. Reaksi yang terjadi pada elektroda positif (katoda) adalah reduksi, pada elektroda negatif (anoda) terjadi reaksi oksidasi. Sel elektrokimia digolongkan menjadi:(1) sel galvani dan (2) sel elektrolisis.

2. Sel Galvani
Sel Galvani atau Sel Volta adalah suatu rangkaian tertutup terdiri dari alat-alat dan bahan-bahan yang disusun oleh Volta, yang dapat mengubah reaksi redoks menjadi arus listrik searah. Reaksinya berlangsung spontan. Sel Volta terdiri dari dua buah elektroda (katoda dan anoda) yang dihubungkan dengan kawat penghantar, kedua ujungnya masing-masing dicelupkan secara terpisah dalam bejana yang berisi larutan elektrolit yang sesuai, dan kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Beda potensial listrik antara kedua elektroda diukur dengan voltmeter.



Contoh sel volta adalah gambar berikut ini:

Gambar skema sel volta

Sel Volta seperti gambar di atas dinotasikan dengan cara berikut:
Zn(s)Zn2+(aq)║Cu2+(aq)Cu(s)

Keterangan Notasi Sel Volta:
1) Bagian anoda (½ sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam larutan ZnSO4 ,bermuatan negatif.
2) Katoda (½ sel reduksi): katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam larutan CuSO4 bermuatan positif
3) Garis lurus merupakan batas fasa, adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasa sama maka digunakan tanda koma
4) Elektroda yang tidak bereaksi ditulis dlm notasi diujung kiri dan ujung kanan
Kedua larutan dihubungkan oleh jembatan garam berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks, untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion). Jembatan garam memungkinkan migrasi ion dalam larutan, sehingga tetap terjadi kesetimbangan muatan diantara kedua elektrolit, namun mencegah tercampurnya kedua larutan elektrolit. Dibuat dari gel jenuh elektrolit kuat seperti KCl

a. Potensial elektroda
Arus listrik akan mengalir bila terjadi beda potensial antara katoda dan anoda. Besarnya beda potensial setengah reaksi reduksi dapat ditentukan menggunakan elektroda pembanding. Elektroda pembanding antara lain:
1) Elektroda kalomel
2) Elektroda gas hidrogen atau Standard Hidrogen Electhrode (SHE)

SHE terdiri atas gas hidrogen (H2) bertekanan 1 atm yang setimbang dengan larutan ion H+ dengan konsentrasi 1 M. Gas hidrogen dialirkan dalam lempeng platina (Pt) agar dapat menghantarkan arus listrik. Sebagai pembanding, elektroda hidrogen memiliki beda potensial reduksi 0,00 volt. Elektroda yang lain memiliki nilai beda potensial positif maupun negatif. Besarnya potensial reduksi ternyata tergantung kepada jenis unsur, konsentrasi, dan suhu, oleh karena itu ditetapkanlah potensial reduksi standar.
Potensial reduksi standar ( ) adalah besarnya potensial reduksi logam (unsur) yang tercelup dalam larutan elektrolitnya dengan konsentrasi 1 M, dihubungkan dengan elektroda hidrogen pada suhu 25 oC. Besarnya potensial reduksi berbagai reaksi reduksi pada logam telah disusun dan diurutkan berdasarkan kenaikan oleh Nernst, sehingga disebut deret Nernst atau deret Volta.
Standard-State Reduction Potentials, Eored


Half-Reaction

Eored (volt)




Li+ + e- ">">Li

-3.05

Best


K+ + e- ">">K

-2.924

Best


Ba2+ + 2 e- ">">Ba

-2.90

reducing


Ca2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1041">">Ca

-2.76

agents


Na+ + e- " o:spid="_x0000_i1042">">Na

-2.7109




Mg2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1043">">Mg

-2.375




H2 + 2 e- " o:spid="_x0000_i1044">">2 H-

-2.23




Al3+ + 3 e- " o:spid="_x0000_i1045">">Al

-1.706




Mn2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1046">">Mn

-1.04




Zn2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1047">">Zn

-0.7628




Cr3+ + 3 e- " o:spid="_x0000_i1048">">Cr

-0.74




S + 2 e- " o:spid="_x0000_i1049">">S2-

-0.508




2 CO2 + 2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1050">">H2C2O4

-0.49




Cr3+ + e- " o:spid="_x0000_i1051">">Cr2+

-0.41




Fe2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1052">">Fe

-0.409




Co2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1053">">Co

-0.28




Ni2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1054">">Ni

-0.23




Sn2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1055">">Sn

-0.1364




Pb2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1056">">Pb

-0.1263




Fe3+ + 3 e- " o:spid="_x0000_i1057">">Fe

-0.036




2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1058">">H2

0.0000...




S4O62- + 2 e- " o:spid="_x0000_i1059">">2 S2O32-

0.0895


Oxidizing

Sn4+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1060">">Sn2+

0.15

power

Cu2+ + e- " o:spid="_x0000_i1062">">Cu+

0.158

Reducing
increases

Cu2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1063">">Cu

0.3402

power

O2 + 2 H2O + 4 e- " o:spid="_x0000_i1065">">4 OH-

0.401

increases


Cu+ + e- " o:spid="_x0000_i1066">">Cu

0.522




I3- + 2 e- " o:spid="_x0000_i1067">">3 I-

0.5338




MnO4- + 2 H2O + 3 e- " o:spid="_x0000_i1068">">MnO2 + 4 OH-

0.588




O2 + 2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1069">">H2O2

0.682




Fe3+ + e- " o:spid="_x0000_i1070">">Fe2+

0.770




Hg22+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1071">">Hg

0.7961




Ag+ + e- " o:spid="_x0000_i1072">">Ag

0.7996




Hg2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1073">">Hg

0.851




H2O2 + 2 e- " o:spid="_x0000_i1074">">2 OH-

0.88




HNO3 + 3 H+ + 3 e- " o:spid="_x0000_i1075">">NO + 2 H2O

0.96




Br2(aq) + 2 e- " o:spid="_x0000_i1076">">2 Br-

1.087




2 IO3- + 12 H+ + 10 e- " o:spid="_x0000_i1077">">I2 + 6 H2O

1.19




CrO42- + 8 H+ + 3 e- " o:spid="_x0000_i1078">">Cr3+ + 4 H2O

1.195




Pt2+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1079">">Pt

1.2




MnO2 + 4 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1080">">Mn2+ + 2 H2O

1.208




O2 + 4 H+ + 4 e- " o:spid="_x0000_i1081">">2 H2O

1.229




Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- " o:spid="_x0000_i1082">">2 Cr3+ + 7 H2O

1.33




Cl2(g) + 2 e- " o:spid="_x0000_i1083">">2 Cl-

1.3583




PbO2 + 4 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1084">">Pb2+ + 2 H2O

1.467




MnO4- + 8 H+ + 5 e- " o:spid="_x0000_i1085">">Mn2+ + 4 H2O

1.491




Au+ + e- " o:spid="_x0000_i1086">">Au

1.68




H2O2 + 2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1087">">2 H2O

1.776




Co3+ + e-" o:spid="_x0000_i1088"> ">Co2+

1.842


Best

S2O82- + 2 e- " o:spid="_x0000_i1089">">2 SO42-

2.05


oxidizing

O3(g) + 2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1090">">O2(g) + H2O

2.07


agents

F2(g) + 2 H+ + 2 e- " o:spid="_x0000_i1091">">2 HF(aq)

3.03



Berdasarkan deret di atas, makin besar maka unsur tersebut semakin mudah menangkap elektron atau mudah mengalami reduksi, sifat oksidator makin kuat. Sebaliknya, makin kecil maka unsur tersebut semakin mudah melepaskan elektron atau mudah mengalami oksidasi, sifat reduktor makin kuat.

b. Potensial sel
Suatu sel Galvani seperti gambar di atas terdiri dari setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Harga potensial sel merupakan jumlah potensial oksidasi ditambah potensial reduksi.

Setiap sel yang tersusun dari dua buah elektroda yang berbeda, maka akan menghasilkan reaksi redoks. Elektroda yang memiliki potensial reduksi lebih kecil akan mengalami oksidasi, sebaliknya elektroda yang potensial reduksinya lebih besar akan mengalami reduksi. Berdasarkan data potensial reduksi untuk Cu2+ dan Zn2+ masing-masing adalah 0,34 volt dan -0,76 volt, sehingga reaksi yang terjadi pada sel di atas adalah:

Oksidasi: Zn → Zn2+ + 2e Eo = 0,76 volt
Reduksi: Cu2+ + 2e → Cu Eo = 0,34 volt
+
Reaksi Sel: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Eosel = 1,10 volt

Sel di atas dapat ditulis dalam notasi sel:
Zn(s)Zn2+(aq)║Cu2+(aq)Cu(s)

Eosel = Eo reduksi – Eo oksidasi
atau
Eosel = Potensial reduksi ruas kanan – potensial reduksi ruas kiri

Contoh:
Pada sel dalam skema di atas, diketahui potensial reduksi untuk Cu2+ dan Zn2+ masing-masing adalah 0,34 volt dan -0,76 volt, maka:
Eosel = Potensial reduksi ruas kanan – potensial reduksi ruas kiri
= 0,34 – (-0,76)
= 1,10 volt

Latihan
1. Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa macam logam sebagai berikut:
Sn2+/Sn = -0,14 volt
Ag+/Ag = +0,80 volt
Mg2+/Mg = -2,38 volt
Cu2+/Cu = +0,34 volt
Tuliskan reaksi sel yang terjadi, notasi sel, dan potensial selnya bila suatu sel tersusun dari elektroda:
a. Sn dan Ag
b. Ag dan Mg
c. Mg dan Cu
d. Sn dan Cu

Jawab:
a) Sn2+/Sn lebih kecil dari Ag+/Ag, sehingga Sn mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Ag+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Sn → Sn2+ + 2e
Katoda : 2Ag+ + 2e → 2Ag
Reaksi sel : Sn + 2Ag+ → Sn2+ + 2Ag

Notasi Sel : Sn/Sn2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Sn2+/Sn
= 0,80 – (-0,14)
= 0,94 volt

b) Mg2+/Mg lebih kecil dari Ag+/Ag, sehingga Mg mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Ag+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Mg → Mg2+ + 2e
Katoda : 2Ag+ + 2e → 2Ag
Reaksi sel : Mg + 2Ag+ → Mg2+ + 2Ag

Notasi Sel : Mg/Mg2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Mg2+/Mg
= 0,80 – (-2,38)
= 3,18 volt
c) Mg2+/Mg lebih kecil dari Cu2+/Cu, sehingga Mg mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Cu2+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Mg → Mg2+ + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi sel : Mg + Cu2+ → Mg2+ + Cu

Notasi Sel : Mg/Mg2+ //Cu2+/Cu
= ruas kanan - ruas kiri
= Cu2+/Cu - Mg2+/Mg
= 0,34 – (-2,38)
= 2,72 volt
d) Sn2+/Sn lebih kecil dari Cu2+/Cu, sehingga Sn mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Cu2+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Sn → Sn2+ + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi sel : Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu

Notasi Sel : Sn/Sn2+ //Cu2+/Cu
= ruas kanan - ruas kiri
= Cu2+/Cu - Sn2+/Sn
= 0,34 – (-0,14)
= 0,48 volt

c. Reaksi Redoks Spontan dan Tidak Spontan
Suatu sel Galvani akan berlangsung spontan atau tidak spontan, dapat diperkirakan dari potensial sel suatu reaksi redoks. Jika potensial sel berharga positif, maka reaksi redoks berlangsung spontan. Sebaliknya jika potensial sel berharga negatif maka reaksi tidak berlangsung spontan.

Contoh soal:
Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa macam logam sebagai berikut:
Sn2+/Sn = -0,14 volt
Ag+/Ag = +0,80 volt
Mg2+/Mg = -2,38 volt
Cu2+/Cu = +0,34 volt
Tentukanlah reaksi berikut ini, apakah berlangsung spontan atau tidak spontan.
a. Mg2+ + Cu → Mg + Cu2+
b. Sn2+ + 2Ag → Sn + 2Ag+
c. Sn + Mg2+ → Sn2+ + Mg
d. 2Ag+ + Cu → Cu2+ + 2Ag

Jawab:
a. Cu/ Cu2+// Mg2+/Mg
= ruas kanan - ruas kiri
= Mg2+/Mg - Cu2+/Cu
= -2,38 – 0,34
= -2,72 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
b. Ag /Ag+//Sn2+/Sn
= ruas kanan - ruas kiri
= Sn2+/Sn - Ag+/Ag
= -0,14 – 0,80
= -0,94 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
c. Sn/ Sn2+//Mg2+/Mg
= ruas kanan - ruas kiri
= Mg2+/Mg - Sn2+/Sn
= -2,38 – (-0,14)
= -2,24 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
d. Cu/Cu2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Cu2+/Cu
= 0,80 – 0,34
= 0,46 volt
Reaksi berlangsung spontan.

d. Beberapa Sel Galvani
Beberapa sel Galvani yang penting adalah: (1) sel kering, (2) sel sekunder, (3) batere nikel-kadmium.
(1) Sel kering
Sel kering disebut pula sel Lechlance atau batu batere, merupakan sel primer karena reaksinya tak dapat balik (irreversible). Sel ini terdiri dari anoda Zn, katoda grafit (C), dan elektrolitnya pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan arang. Reaksi yang terjadi:

Anoda : Zn → Zn2+ + 2e
Katoda : 2NH4+ + 2MnO2 + 2e → Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Reaksi sel : Zn + 2NH4+ + 2MnO2 → Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Potensial sel ini adalah 1,5 volt

(2) Sel sekunder
Sel sekunder disebut pula aki (accumulator), reaksinya dapat balik (reversible) karena dapat menerima energi listrik dari luar. Sel ini terdiri dari anoda Pb, katoda PbO2, dan elektrolitnya larutan asam sulfat dengan massa jenis 1,25 – 1,30 g/cm3. Reaksi yang terjadi saat digunakan adalah sebagai berikut:

Anoda : Pb + SO42- → PbSO4 + 2e
Katoda : PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e → PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- → 2PbSO4 + 2H2O

Potensial sel ini adalah 2 volt. Asam sulfat bereaksi membentuk garam sulfat tembaga yang mengendap sehingga larutan asam makin encer. Jika massa jenis asam mencapai 1,1 g/cm3, aki kurang baik dan harus segera diisi.

Reaksi yang terjadi saat pengisian adalah sebagai berikut:
Anoda : PbSO4 + 2H2O → PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e
Katoda : PbSO4 + 2e → Pb + SO42-
Reaksi sel : 2PbSO4 + 2H2O → Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-
Pada waktu pengisian, biasanya terjadi reaksi samping: 2H2O → 2H2 + O2. Gas yang dihasilkan mudah terbakar, sehingga pengisian aki harus hati-hati.
(3) Batere nikel-kadmium
Batere ini tergolong batere sekunder, reaksinya dapat balik. Banyak digunakan untuk kalkulator atau telepon genggam (hp). Sel ini terdiri dari anoda Cd, katoda NiO2, dan elektrolit basa.
Reaksi selnya sebagai berikut:
Anoda : Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e
Katoda : NiO2 + 2H2O + 2e → Ni(OH)2 + 2OH-
Reaksi sel : Cd + NiO2 + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2

e. Korosi
Korosi atau perkaratan adalah peristiwa oksidasi terhadap logam, sehingga menjadi senyawa logam karena pengaruh lingkungan sekitarnya berupa udara, air, dan berbagai gas. Jika logam bersinggungan dengan udara akan terbentuk senyawa oksida, sulfide, atau karbonat basa. Hasil perkaratan disebut karat. Karat umumnya melekat kuat pada permukaan logamnya, sehingga melindungi logam tersebut dari korosi lebih lanjut, kecuali karat besi.
Karat besi terdiri dari oksida-oksida yang dapat dirumuskan FeO.Fe2O3.xH2O. Proses perkaratan akan lebih dipercepat dalam lingkungan lembab (banyak mengandung air atau uap air), asam, kontak dengan logam lebih mulia, serta proses otokatalisis. Karat besi mudah lepas dan berpori, sehingga mudah lembab. Oleh karena itu karat besi dapat mempercepat perkaratan lebih lanjut (otokatalisis).
Peristiwa perkaratan ternyata sama dengan terbentuknya sel elektrokimia. Besi yang bersinggungan dengan udara lembab, berfungsi sebagai anoda karena potensial reduksinya negatif, sehingga teroksidasi menjadi Fe2+ atau Fe3+. Katodanya adalah oksigen di udara lembab yang akan tereduksi sesuai reaksi O2 + 2H2O + 4 e- → 4OH- karena potensial reduksinya positif. Besi yang dilapisi seng, maka potensial reduksi seng lebih negatif dari pada besi, maka seng mengalami perkaratan (oksidasi). Karat pada seng melekat pada permukaan seng dan melindungi perkaratan lebih lanjut. Besi yang dilapisi timah, maka potensial reduksi besi lebih negatif sehingga besi mudah berkarat. Besi yang dilapisi timah akan awet bila sel elektrokimia dicegah dengan melapisi seluruh permukaan besi dengan timah. Kaleng yang sudah dibuka, maka permukaan besi terbuka sehingga kaleng mudah sekali berkarat.
Cara mencegah korosi pada logam dilakukan dengan mencegah terjadinya sel Galvani, a. l.:
a) Permukaan logam dilapisi cat atau minyak
b) Perlindungan katodik: logam dihubungkan dengan logam yang kurang mulia ( lebih negatif) yang dikorbankan sebagai anoda.
c) Dilapisi dengan logam yang lebih mulia ( lebih positif), misalnya besi dilapisi timah pada kaleng. Besi akan terlindungi selama kemasan utuh. Bila kemasan tergores atau terluka, maka besi sebagai anoda akan cepat sekali berkarat. Dengan demikian limbahnya mudah terurai dan tidak mencemari lingkungan.
d) Dibuat paduan logam, misalnya stainless steel (baja tahan karat).

3. Sel Elektrolisis
Elektrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa elektrolit dalam bentuk larutan maupun leburannya dengan bantuan energi listrik arus searah. Sel elektrolisis adalah suatu rangkaian tertutup yang dapat mengubah energi listrik menjadi reaksi redoks, reaksinya berlangsung tidak spontan. Sel ini terdiri dari: (1) sumber arus searah yang dihubungkan dengan (2) kawat penghantar pada (3) dua buah elektroda (katoda dan anoda), kedua ujung elektroda dicelupkan dalam bejana yang berisi (4) cairan elektrolit. Elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif berfungsi sebagai anoda, sedangkan katoda adalah elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif.
Contoh sel elektrolisis adalah sebagai berikut:

Gambar skema sel elektrolisis
Elektroda yang digunakan untuk proses elektrolisis, dibagi menjadi dua yaitu:
1) Elektroda inert: elektroda yang tidak ikut bereaksi baik katoda maupun anodanya. Komponen yang mengalami reaksi redoks adalah elektrolit (terlarut) dan atau air (pelarut). Contoh elektroda aktif adalah karbon (grafit/arang/C) dan platina (Pt).
2) Elektroda aktif: elektroda yang ikut bereaksi, terutama anodanya dapat mengalami oksidasi. Contohnya: Fe, Al, Cu, Zn, Ag, dan Au.

a. Elektrolisis larutan dengan elektroda inert
Reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada elektrolisis larutan dengan elektroda inert adalah sebagai berikut:
1) Reaksi di katoda
a) Kation logam golongan IA, IIA, IIIA, Al, dan Mn tidak dapat tereduksi dalam pelarut air, justru air yang mengalami reduksi sebagai berikut:
H2O + 2e → H2 + OH-
b) Kation H+ dan logam lain dapat tereduksi:
2H+ + 2e → H2
Fe2+ + 2e → Fe
2) Reaksi di anoda
a) Anion sisa asam oksi (SO42-, NO3-, PO43-, ClO4-, dsb) tidak dapat teroksidasi dalam pelarut air, sebagai gantinya air yang teroksidasi sebagai berikut:
2H2O → 4H+ + O2 + 4e
b) Anion lain (OH-, Cl-, Br-, dsb) mengalami oksidasi:
2OH- → 2H+ + O2 + 2e
2Cl- → Cl2 + 2e
S2- → S + 2e

b. Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif
Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif, maka elektrolitnya merupakan garam, basa, atau oksida dari anoda. Katoda yang digunakan bebas sesuai dengan tujuan elektrolisis. Misalkan elektrolisis dengan anoda Fe, maka elektrolitnya adalah FeCl3. Elektrolisis demikian dapat digunakan untuk pemurnian logam atau pelapisan logam.

Anoda
Elektrolit
Cu
CuSO4
Ni
NiSO4
Ag
AgNO3
Au
AuCl3

c. Elektrolisis leburan garam atau oksida
Elektrolisis leburan garam atau oksida dilakukan terhadap elektrolit yang tidak mengalami oksidasi atau reduksi jika berbentuk larutan dalam air. Tujuan elektrolisis biasanya untuk memperoleh logam aktif yang potensial reduksinya kurang dari H, sehingga elektroda yang digunakan adalah elektroda inert, terutama anodanya. Misalnya elektrolisis leburan Al2O3 dengan elektroda grafit pada suhu tinggi yang dikenal sebagai proses Hall.

Contoh soal:
1. Tentukan reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan berikut ini dengan elektroda inert:
a) NaCl b) H2SO4 c) NaOH d) Ba(NO3)2
2. Tuliskan reaksi yang terjadi peda elektrolisis larutan berikut ini dengan elektroda aktif:
a) CuSO4 dengan anoda Cu b) AgNO3 dengan anoda Ag
3. Tuliskan reaksi elektrolisis leburan elektrolit berikut ini dengan elektroda inert:
a) Al2O3 b) NaCl




Jawab:
1. Reaksi elektrolisisnya:
a) Reaksi ionisasi: 2NaCl → 2Na+ + 2Cl-
Anoda: 2Cl- → Cl2 + 2e
Katoda: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-
Reaksi sel: 2NaCl + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + Cl2 + H2

b) Reaksi ionisasi : H2SO4 → 2H+ + SO42-
Anoda : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e
Katoda : 4H+ + 4e → 2H2
Reaksi sel : 2H2O → 2H2 + O2

c) Reaksi ionisasi: NaOH → Na+ + OH-
Anoda : 2OH- → 2H+ + O2 + 4e
Katoda : 4H2O + 4e → H2 + 2OH-
Reaksi sel : 2H2O → 2H2 + O2

d) Reaksi ionisasi: Ba(NO3)2 → Ba2+ + 2NO3-
Anoda : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e
Katoda : 4H+ + 4e → 2H2
Reaksi sel : 2H2O → 2H2 + O2

2. Reaksi elektrolisisnya:
a) Reaksi ionisasi: CuSO4 → Cu2+ + SO42-
Anoda : Cu → Cu2+ + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi sel : Cu (anoda) → Cu (katoda)
b) Reaksi ionisasi: AgNO3 → Ag+ + NO3-
Anoda : Ag → Ag+ + e
Katoda : Ag+ + e → Ag
Reaksi sel : Ag (anoda) →Ag (katoda)

3. Reaksi elektrolisisnya:
a) Reaksi ionisasi: 2Al2O3 → 4Al3+ + 6O2-
Anoda : 6O2- → 3O2 + 12e
Katoda : 4Al3+ + 12e → 4Al
Reaksi sel : 2Al2O3 → 4Al + 3O2

b) Reaksi ionisasi: 2NaCl → 2Na+ + 2Cl-
Anoda: 2Cl- → Cl2 + 2e
Katoda: 2Na+ + 2e → 2Na
Reaksi sel: 2NaCl → 2Na + Cl2
d. Hukum Faraday
Diketahui muatan 1 elektron = 1,6 . 10-19 Coulomb dan 1 mol zat berisi 6,02 . 1023 partikel, maka muatan 1 mol elektron adalah 1,6 . 10-19 Coulomb x 6,02 . 1023 yaitu 96500 Coulomb. Angka 96500 disebut tetapan Faraday, sehingga:
1 Faraday = 96500 Coulomb
= 1 mol elektron
q = i.t = muatan listrik, ampere.detik, Coulomb

, pbo = perubahan bilangan oksidasi
1) Hukum Faraday I
Hukum Faraday I menyatakan bahwa massa unsur yang dihasilkan pada proses elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekivalen unsur, kuat arus, dan waktu.
………………………………………………………(1)
Keterangan rumus Faraday:
w= massa unsur yang dihasilkan, gram
e = massa ekivalen, gram
i = kuat arus, ampere
t = waktu, detik
Contoh:
Berapa gram logam Cu diendapkan di katoda, pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu, menggunakan arus listrik 4 ampere dalam waktu 6 jam?. Diketahui massa atom relatif Cu=63,5.
Jawab:
Reaksi di katoda : Cu2+ + 2e → Cu
ArCu = 63,5 g/mol i = 4A
pbo = 2 t = 6 jam = 6x3600detik = 21600 detik
e = 63,5/2 gram F = 96500
gram

2) Hukum Faraday II
Jika beberapa rangkaian elektrolisis disusun secara seri, maka perbandingan massa unsur-unsur yang dihasilkan sesuai dengan perbandingan massa ekivalen unsur-unsur tersebut.
Karena rangkaiannya seri, maka muatan listrik yang mengalir sama, i1 = i2 dan t1=t2, atau F1 = F2, sehingga persamaan di atas menjadi:
……………………………………………………….......(2)

Contoh:
Sebanyak 500 mL larutan CuSO4 1 M dielektrolisis menggunakan muatan listrik tertentu sehingga semua Cu diendapkan di katoda. Muatan listrik yang sama dialirkan kepada larutan AgNO3. Bila Ar Cu = 63,5 dan Ar Ag = 108, maka tentukan:
a. Massa Cu yang diendapkan
b. massa Ag yang diendapkan
c. muatan listrik yang digunakan
d. waktu yang diperlukan bila kuat arusnya 8 ampere

Jawab:
Diketahui: M = 1 M dan V = 500 mL = 0,5 L,
maka
a. = mol Cu X massa molar = 0,5 mol X 63,5 gram/mol = 31,75 gram
b. Reaksi ionisasi : CuSO4 → Cu2+ + SO42-
Reaksi di katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi ionisasi : AgNO3 → Ag+ + NO3-
Reaksi di katoda : Ag+ + e → Ag
dan , maka
c. Cu2+ + 2e → Cu
0,5 mol 1 mol 0,5 mol
1 mol elektron = 1 Faraday
1. = 96500 Coulomb
d.
detik = 3,35 jam
















SOAL ISIAN
1. Materi dapat diklasifikasikan menjadi dua, yaitu zat murni dan ………………………
2. Zat murni dibagi dikelompokkan menjadi dua, yaitu unsur dan …………………..
3. Unsur adalah zat murni yang………………...…………………………………………… ……………..….
4. Contoh unsur adalah ………………. dengan lambang atom ……….., ………..dengan lambing atom ……….., dan ………………. dengan lambang atom …………
5. …………….merupakan gabungan dua unsur atau lebih dengan perbandingan………….
6. Contoh senyawa adalah ……………………………….. dengan rumus kimia………….., ………………………….dengan rumus kimia………….…, …………….……………… dengan rumus kimia ………, dan ………………………..dengan rumus kimia …………
7. Partikel materi ada tiga, yaitu atom, …………………., dan ……………………………..
8. Atom adalah begian terkecil ……………………………………………………………...
9. ……………………adalah partikel dari ………………
10. …………………….adalah partikel yang bermuatan listrik, yaitu terdiri dari ………….. yang bermuatan ……………… dan …………….. yang bermuatan ……………………..
11. Partikel elementer atau partikel sub atomic terutama ada 3 macam, yaitu ………………, ……………….., dan neutron.
12. ………………..sering disebut sinar katoda bermuatan …………………………………..
13. Dalam rumus H2SO4 terdapat …… atom ……., …… atom……., dan 4 atom O
14. Dalam rumus Ca3(PO4)2 terdapat ………... atom ….……, …….……atom …….., dan ……atom ……….
15. Dalam 2 molekul Al2(SO4)3 terdapat …… atom ……., ……..atom ……….., dan ………atom ………..
16. Persamaan reaksi adalah persamaan yang menunjukkan ………………… dan …………………….., keduanya dipisahkan dengan ………………………
17. Persamaan reaksi: N2 + H2 → NH3 jumlah atom N ruas kiri ada …….. dan kana nada ……, sedangkan atom H di ruas kiri ada ……, dan ruas kanan ada…………., oleh karena itu persamaan reaksi dikatakan belum …………………
18. Untuk …………………. reaksi tersebut maka perlu ditambahkan ……….. sebelum rumus kimia yang disebut ………………..reaksi, yang menunjukkan jumlah zat tersebut sehingga ……………………ruas kiri sama dengan …………………………ruas kanan, dan reaksi soal nomor 17 menjadi : ………………………………………………………
19. Untuk reaksi a Ca(OH)2 + b H3PO4 → c Ca3(PO4)2 + d H2O, maka a, b, c, dan d disebut ………………………., dan nilainya masing-masing adalah …, …, ,,,,, dan ……
20. Bilangan oksidasi H dan O dalam senyawanya pada umumnya masing-masing adalah….. dan ……. sedangkan jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa adalah ……….., maka bilangan oksidasi S dalam H2SO4 adalah ………
21. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion sama dengan ……………….., sehingga bilangan oksidasi P dalam HPO42- adalah ……….
22. Bilangan oksidasi unsur-unsur golongan IA dalam senyawanya adalah ……….., misalnya …….. dan …….. dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi ………
23. Ca adalah simbol unsur …………..…..dan Mg adalah simbol unsur ……….…….., keduanya termasuk golongan ……… sehingga dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi ……..
24. Dalam reaksi Mg + HCl → MgCl2 + H2 bilangan oksidasi Mg, H, dan Cl di ruas kiri adalah ……, ………, dan ……. sedangkan di ruas kanan bilangan oksidasi masing-masing adalah……, ……, dan …..
25. Pada reaksi nomor 24, ……. bilangan oksidasinya berubah dari …..menjadi …… dan ……. bilangan oksidasinya berubah dari …..menjadi ……. dengan demikian …….. mengalami ……………. dan ………..mengalami …………….
26. Berdasarkan soal nomor 24 dan 25, maka sebagai oksidator adalah……… dan sebagai reduktor adalah ………………..
27. Reaksi-reaksi berikut: (1) Al2O3+HCl →AlCl3+H2O, (2) Na2S2O3+I2→Na2S4O6+NaI, (3) SO2 + H2S → S + H2O, (4) CuO + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O, dan (5) Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 yang tergolong reaksi redoks adalah reaksi …………...………………… dan bukan redoks adalah reaksi …………………….
28. Reaksi redoks aCu + bHNO3 → cCu(NO3)2 + dH2O + eNO, yang mengalami oksidasi adalah ……… karena bilangan oksidasi berubah dari …….. menjadi …………., yang mengalami reduksi adalah ...… karena bilangan oksidasi berubah dari …….menjadi …..
29. Bila …………………… maka maka a, b, c, d, dan e pada soal nomor 28 adalah ………., …….., ………, …………, dan ……….. Sedangkan oksidator dan reduktornya masing-masing adalah …………. dan ………….
30. Reaksi redoks Cr2O72- + SO32- → Cr3+ + SO42- dalam lingkungan asam, maka setengah reaksinya masing-masing …………………………………dan ….…………………… Bila kedua setengah reaksi ………………, maka reaksi pertama ..………….. elektron sebanyak ……… menjadi ………………………………………………..………………. dan reaksi kedua …………………………………elektron sebanyak ………………….... menjadi …....……………………………………………………
31. Pada soal nomor 30, atom yang mengalami oksidasi adalah ……….……………. karena ……………….… elektron dan atom yang mengalami reduksi adalah…………… karena …………………..elektron. Oksidatornya adalah ……………… dan reduktornya adalah ……………. Sebelum reaksi dijumlahkan, maka reaksi pertama dikali …….. dan reaksi kedua dikali ……. agar jumlah ……………… yang ………...………………..dan …………………….…………..…sama. Reaksi akhirnya dijumlahkan sehingga menjadi ……………………………………………………………………………………………..
32. Reaksi Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O, bilangan oksidasi …….. berubah dari …….. menjadi ………. dan …….., sehingga mengalami ………….. maupun ...……….. Reaksi demikian disebut reaksi …………………

SOAL ISIAN
1. Elektrokimia adalah bidang kajian khusus dalam memanfaatkan reaksi …………untuk menghasilkan arus listrik atau sebaliknya menggunakan ………….. untuk menghasilkan reaksi ……………..
2. Sel elektrokimia digolongkan menjadi dua, yaitu:(1) …………………..……….. dan (2) ………………..………
3. ……………………….. atau ………………….. adalah suatu rangkaian tertutup yang dapat mengubah …………………… menjadi ……………….. dam reaksinya berlangsung spontan
4. …………………. terdiri dari dua buah …………., yaitu katoda dan …………., yang dihubungkan dengan kawat penghantar, kedua ujungnya masing-masing dicelupkan secara terpisah dalam bejana yang berisi ……………….. yang sesuai, dan kedua larutan dihubungkan dengan ……………………... Beda potensial listrik antara kedua …………….. diukur dengan ……………………..
5. Penulisan sel volta, ………… (½ sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri, berupa batang logam Zn dicelupkan dalam larutan ZnSO4 ,bermuatan …………..
6. …………(½ sel reduksi) berupa batang logam Cu dicelupkan dalam larutan CuSO4 bermuatan …………………….
7. Besarnya beda potensial setengah reaksi reduksi dapat ditentukan menggunakan elektroda pembanding. Elektroda pembanding antara lain: (1)…………………. dan (2) …………………………………. Sebagai pembanding, elektroda hidrogen memiliki beda potensial reduksi ………….. volt.
8. Besarnya potensial reduksi berbagai reaksi reduksi pada logam telah disusun dan diurutkan berdasarkan kenaikan oleh Nernst, sehingga disebut deret Nernst atau deret Volta.
Standard-State Reduction Potentials, Eored


Half-Reaction

Eored (volt)




Li+ + e- ">">Li

-3.05

Best


K+ + e- ">">K

-2.924

Best


Ba2+ + 2 e- ">">Ba

-2.90

reducing


Ca2+ + 2 e- ">">Ca

-2.76

agents


Na+ + e- ">">Na

-2.7109




Mg2+ + 2 e- ">">Mg

-2.375




H2 + 2 e- ">">2 H-

-2.23




Al3+ + 3 e- ">">Al

-1.706




Mn2+ + 2 e- ">">Mn

-1.04




Zn2+ + 2 e- ">">Zn

-0.7628




Cr3+ + 3 e- ">">Cr

-0.74




S + 2 e- ">">S2-

-0.508




2 CO2 + 2 H+ + 2 e- ">">H2C2O4

-0.49




Cr3+ + e- ">">Cr2+

-0.41




Fe2+ + 2 e- ">">Fe

-0.409




Co2+ + 2 e- ">">Co

-0.28




Ni2+ + 2 e- ">">Ni

-0.23




Sn2+ + 2 e- ">">Sn

-0.1364




Pb2+ + 2 e- ">">Pb

-0.1263




Fe3+ + 3 e- ">">Fe

-0.036




2 H+ + 2 e- ">">H2

0.0000...




S4O62- + 2 e- ">">2 S2O32-

0.0895


Oxidizing

Sn4+ + 2 e- ">">Sn2+

0.15

power

Cu2+ + e- ">">Cu+

0.158

Reducing
increases

Cu2+ + 2 e- ">">Cu

0.3402

power

O2 + 2 H2O + 4 e- ">">4 OH-

0.401

increases


Cu+ + e- ">">Cu

0.522




I3- + 2 e- ">">3 I-

0.5338




MnO4- + 2 H2O + 3 e- ">">MnO2 + 4 OH-

0.588




O2 + 2 H+ + 2 e- ">">H2O2

0.682




Fe3+ + e- ">">Fe2+

0.770




Hg22+ + 2 e- ">">Hg

0.7961




Ag+ + e- ">">Ag

0.7996




Hg2+ + 2 e- ">">Hg

0.851




H2O2 + 2 e- ">">2 OH-

0.88




HNO3 + 3 H+ + 3 e- ">">NO + 2 H2O

0.96




Br2(aq) + 2 e- ">">2 Br-

1.087




2 IO3- + 12 H+ + 10 e- ">">I2 + 6 H2O

1.19




CrO42- + 8 H+ + 3 e- ">">Cr3+ + 4 H2O

1.195




Pt2+ + 2 e- ">">Pt

1.2




MnO2 + 4 H+ + 2 e- ">">Mn2+ + 2 H2O

1.208




O2 + 4 H+ + 4 e- ">">2 H2O

1.229




Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- ">">2 Cr3+ + 7 H2O

1.33




Cl2(g) + 2 e- ">">2 Cl-

1.3583




PbO2 + 4 H+ + 2 e- ">">Pb2+ + 2 H2O

1.467




MnO4- + 8 H+ + 5 e- ">">Mn2+ + 4 H2O

1.491




Au+ + e- ">">Au

1.68




H2O2 + 2 H+ + 2 e- ">">2 H2O

1.776




Co3+ + e-"> ">Co2+

1.842


Best

S2O82- + 2 e- ">">2 SO42-

2.05


oxidizing

O3(g) + 2 H+ + 2 e- ">">O2(g) + H2O

2.07


agents

F2(g) + 2 H+ + 2 e- ">">2 HF(aq)

3.03



Berdasarkan deret di atas, makin besar maka unsur tersebut semakin mudah menangkap elektron atau mudah mengalami reduksi, sifat oksidator makin kuat. Sebaliknya, makin kecil maka unsur tersebut semakin mudah melepaskan elektron atau mudah mengalami oksidasi, sifat reduktor makin kuat.

d. Potensial sel
Suatu sel Galvani seperti gambar di atas terdiri dari setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Harga potensial sel merupakan jumlah potensial oksidasi ditambah potensial reduksi.

Setiap sel yang tersusun dari dua buah elektroda yang berbeda, maka akan menghasilkan reaksi redoks. Elektroda yang memiliki potensial reduksi lebih kecil akan mengalami oksidasi, sebaliknya elektroda yang potensial reduksinya lebih besar akan mengalami reduksi. Berdasarkan data potensial reduksi untuk Cu2+ dan Zn2+ masing-masing adalah 0,34 volt dan -0,76 volt, sehingga reaksi yang terjadi pada sel di atas adalah:

Oksidasi: Zn → Zn2+ + 2e Eo = 0,76 volt
Reduksi: Cu2+ + 2e → Cu Eo = 0,34 volt
+
Reaksi Sel: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Eosel = 1,10 volt

Sel di atas dapat ditulis dalam notasi sel:
Zn(s)Zn2+(aq)║Cu2+(aq)Cu(s)

Eosel = Eo reduksi – Eo oksidasi
atau
Eosel = Potensial reduksi ruas kanan – potensial reduksi ruas kiri

Contoh:
Pada sel dalam skema di atas, diketahui potensial reduksi untuk Cu2+ dan Zn2+ masing-masing adalah 0,34 volt dan -0,76 volt, maka:
Eosel = Potensial reduksi ruas kanan – potensial reduksi ruas kiri
= 0,34 – (-0,76)
= 1,10 volt

Latihan
2. Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa macam logam sebagai berikut:
Sn2+/Sn = -0,14 volt
Ag+/Ag = +0,80 volt
Mg2+/Mg = -2,38 volt
Cu2+/Cu = +0,34 volt
Tuliskan reaksi sel yang terjadi, notasi sel, dan potensial selnya bila suatu sel tersusun dari elektroda:
e. Sn dan Ag
f. Ag dan Mg
g. Mg dan Cu
h. Sn dan Cu

Jawab:
e) Sn2+/Sn lebih kecil dari Ag+/Ag, sehingga Sn mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Ag+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Sn → Sn2+ + 2e
Katoda : 2Ag+ + 2e → 2Ag
Reaksi sel : Sn + 2Ag+ → Sn2+ + 2Ag

Notasi Sel : Sn/Sn2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Sn2+/Sn
= 0,80 – (-0,14)
= 0,94 volt

f) Mg2+/Mg lebih kecil dari Ag+/Ag, sehingga Mg mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Ag+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Mg → Mg2+ + 2e
Katoda : 2Ag+ + 2e → 2Ag
Reaksi sel : Mg + 2Ag+ → Mg2+ + 2Ag

Notasi Sel : Mg/Mg2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Mg2+/Mg
= 0,80 – (-2,38)
= 3,18 volt
g) Mg2+/Mg lebih kecil dari Cu2+/Cu, sehingga Mg mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Cu2+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Mg → Mg2+ + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi sel : Mg + Cu2+ → Mg2+ + Cu

Notasi Sel : Mg/Mg2+ //Cu2+/Cu
= ruas kanan - ruas kiri
= Cu2+/Cu - Mg2+/Mg
= 0,34 – (-2,38)
= 2,72 volt
h) Sn2+/Sn lebih kecil dari Cu2+/Cu, sehingga Sn mengalami oksidasi (sebagai anoda) dan Cu2+ mengalami reduksi (sebagai katoda).
Anoda : Sn → Sn2+ + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e → Cu
Reaksi sel : Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu

Notasi Sel : Sn/Sn2+ //Cu2+/Cu
= ruas kanan - ruas kiri
= Cu2+/Cu - Sn2+/Sn
= 0,34 – (-0,14)
= 0,48 volt

e. Reaksi Redoks Spontan dan Tidak Spontan
Suatu sel Galvani akan berlangsung spontan atau tidak spontan, dapat diperkirakan dari potensial sel suatu reaksi redoks. Jika potensial sel berharga positif, maka reaksi redoks berlangsung spontan. Sebaliknya jika potensial sel berharga negatif maka reaksi tidak berlangsung spontan.

Contoh soal:
Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa macam logam sebagai berikut:
Sn2+/Sn = -0,14 volt
Ag+/Ag = +0,80 volt
Mg2+/Mg = -2,38 volt
Cu2+/Cu = +0,34 volt
Tentukanlah reaksi berikut ini, apakah berlangsung spontan atau tidak spontan.
e. Mg2+ + Cu → Mg + Cu2+
f. Sn2+ + 2Ag → Sn + 2Ag+
g. Sn + Mg2+ → Sn2+ + Mg
h. 2Ag+ + Cu → Cu2+ + 2Ag

Jawab:
e. Cu/ Cu2+// Mg2+/Mg
= ruas kanan - ruas kiri
= Mg2+/Mg - Cu2+/Cu
= -2,38 – 0,34
= -2,72 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
f. Ag /Ag+//Sn2+/Sn
= ruas kanan - ruas kiri
= Sn2+/Sn - Ag+/Ag
= -0,14 – 0,80
= -0,94 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
g. Sn/ Sn2+//Mg2+/Mg
= ruas kanan - ruas kiri
= Mg2+/Mg - Sn2+/Sn
= -2,38 – (-0,14)
= -2,24 volt
Reaksi tidak berlangsung spontan
h. Cu/Cu2+ //Ag+/Ag
= ruas kanan - ruas kiri
= Ag+/Ag - Cu2+/Cu
= 0,80 – 0,34
= 0,46 volt
Reaksi berlangsung spontan.

f. Beberapa Sel Galvani
Beberapa sel Galvani yang penting adalah: (1) sel kering, (2) sel sekunder, (3) batere nikel-kadmium.
(4) Sel kering
Sel kering disebut pula sel Lechlance atau batu batere, merupakan sel primer karena reaksinya tak dapat balik (irreversible). Sel ini terdiri dari anoda Zn, katoda grafit (C), dan elektrolitnya pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan arang. Reaksi yang terjadi:

Anoda : Zn → Zn2+ + 2e
Katoda : 2NH4+ + 2MnO2 + 2e → Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Reaksi sel : Zn + 2NH4+ + 2MnO2 → Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Potensial sel ini adalah 1,5 volt

(5) Sel sekunder
Sel sekunder disebut pula aki (accumulator), reaksinya dapat balik (reversible) karena dapat menerima energi listrik dari luar. Sel ini terdiri dari anoda Pb, katoda PbO2, dan elektrolitnya larutan asam sulfat dengan massa jenis 1,25 – 1,30 g/cm3. Reaksi yang terjadi saat digunakan adalah sebagai berikut:

Anoda : Pb + SO42- → PbSO4 + 2e
Katoda : PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e → PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- → 2PbSO4 + 2H2O

Potensial sel ini adalah 2 volt. Asam sulfat bereaksi membentuk garam sulfat tembaga yang mengendap sehingga larutan asam makin encer. Jika massa jenis asam mencapai 1,1 g/cm3, aki kurang baik dan harus segera diisi.

Reaksi yang terjadi saat pengisian adalah sebagai berikut:
Anoda : PbSO4 + 2H2O → PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e
Katoda : PbSO4 + 2e → Pb + SO42-
Reaksi sel : 2PbSO4 + 2H2O → Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-
Pada waktu pengisian, biasanya terjadi reaksi samping: 2H2O → 2H2 + O2. Gas yang dihasilkan mudah terbakar, sehingga pengisian aki harus hati-hati.
(6) Batere nikel-kadmium
Batere ini tergolong batere sekunder, reaksinya dapat balik. Banyak digunakan untuk kalkulator atau telepon genggam (hp). Sel ini terdiri dari anoda Cd, katoda NiO2, dan elektrolit basa.
Reaksi selnya sebagai berikut:
Anoda : Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e
Katoda : NiO2 + 2H2O + 2e → Ni(OH)2 + 2OH-
Reaksi sel : Cd + NiO2 + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2

g. Korosi
Korosi atau perkaratan adalah peristiwa oksidasi terhadap logam, sehingga menjadi senyawa logam karena pengaruh lingkungan sekitarnya berupa udara, air, dan berbagai gas. Jika logam bersinggungan dengan udara akan terbentuk senyawa oksida, sulfide, atau karbonat basa. Hasil perkaratan disebut karat. Karat umumnya melekat kuat pada permukaan logamnya, sehingga melindungi logam tersebut dari korosi lebih lanjut, kecuali karat besi.
Karat besi terdiri dari oksida-oksida yang dapat dirumuskan FeO.Fe2O3.xH2O. Proses perkaratan akan lebih dipercepat dalam lingkungan lembab (banyak mengandung air atau uap air), asam, kontak dengan logam lebih mulia, serta proses otokatalisis. Karat besi mudah lepas dan berpori, sehingga mudah lembab. Oleh karena itu karat besi dapat mempercepat perkaratan lebih lanjut (otokatalisis).
Peristiwa perkaratan ternyata sama dengan terbentuknya sel elektrokimia. Besi yang bersinggungan dengan udara lembab, berfungsi sebagai anoda karena potensial reduksinya negatif, sehingga teroksidasi menjadi Fe2+ atau Fe3+. Katodanya adalah oksigen di udara lembab yang akan tereduksi sesuai reaksi O2 + 2H2O + 4 e- → 4OH- karena potensial reduksinya positif. Besi yang dilapisi seng, maka potensial reduksi seng lebih negatif dari pada besi, maka seng mengalami perkaratan (oksidasi). Karat pada seng melekat pada permukaan seng dan melindungi perkaratan lebih lanjut. Besi yang dilapisi timah, maka potensial reduksi besi lebih negatif sehingga besi mudah berkarat. Besi yang dilapisi timah akan awet bila sel elektrokimia dicegah dengan melapisi seluruh permukaan besi dengan timah. Kaleng yang sudah dibuka, maka permukaan besi terbuka sehingga kaleng mudah sekali berkarat.
Cara mencegah korosi pada logam dilakukan dengan mencegah terjadinya sel Galvani, a. l.:
e) Permukaan logam dilapisi cat atau minyak
f) Perlindungan katodik: logam dihubungkan dengan logam yang kurang mulia ( lebih negatif) yang dikorbankan sebagai anoda.
g) Dilapisi dengan logam yang lebih mulia ( lebih positif), misalnya besi dilapisi timah pada kaleng. Besi akan terlindungi selama kemasan utuh. Bila kemasan tergores atau terluka, maka besi sebagai anoda akan cepat sekali berkarat. Dengan demikian limbahnya mudah terurai dan tidak mencemari lingkungan.
h) Dibuat paduan logam, misalnya stainless steel (baja tahan karat).


1. Pasangan zat berikut yang mengandung S dengan bilangan oksidasi yg sama:
A. SO3 & SO2 D. H2S & H2SO4
B. H2SO3 & H2SO4 E. Na2SO3 & SO2
C. Na2SO4 & Na2S
2. Menurut konsep pengikatan dan pelepasan oksigen, pereaksi yg mengikat oksigen disebut......
A. redoks D. oksidator
B. reduksi E. reduktor
C. oksidasi
3. Bilangan oksidasi Br terendah terdapat dalam....
A. natrium perbromat
B. natrium bromat
C. natrium bromit
D. natrium hipobromit
E. natrium bromida
4. Reaksi-reaksi berikut ini yang termasuk autoredoks adalah.....
A. SO2 + H2S → S + H2O
B. CaCl2 + Mg(OH)2 → Ca(OH)2 + MgCl2
C. SO2 + O2 → SO3
D. FeCl3 + H2S → FeCl2 + HCl + S
E. Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO3 + H2O
5. Suatu zat padat dilarutkan dalam air, ternyata larutan zat tsb dapat menghantar listrik. Pernyataan yang tepat untuk menerangkan peristiwa tsb:
A. air mudah terion jika ada zat padat didalamnya
B. air menjadi konduktor listrik jika ada zat terlarut
C. dalam air, zat padat terurai menjadi atomnya
D. dalam air, zat padat terurai menjadi molekulnya
E. dalam air, zat padat terurai menjadi ionnya
6. Diantara pasangan senyawa berikut, yang dalam keadaan padat tidak menghantar listrik, tapi dalam cair dan larutan dapat menghantar listrik adalah…
A. NaCl & HCl D. CCl4 & HCl
B. K2SO4 & CCl4 E. K2SO4 & BaCl2
C. HCl & KCl
7. Larutan HCl 1M punya daya hantar listrik lebih baik daripada larutan CH3COOH 1M. Hal itu disebabkan...
A. HCl adalah senyawa ion, CH3COOH senyawa kovalen
B. CH3COOH terion lebih banyak daripada HCl
C. Jumlah atom HCl lebih sedikit daripada CH3COOH
D. HCl lebih mudah larut daripada H3PO4
E. Persen ionisasi HCl lebih besar daripada CH3COOH
8. 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O.
Pernyataan yang benar dari reaksi diatas adalah...
A. KMnO4 sebagai reduktor
B. FeSO4 sebagai oksidator
C. S dalam H2SO4 mengalami penurunan bilangan oksidasi
D. MnSO4 sebagai hasil oksidasi
E. Fe2(SO4)3 sebagai hasil oksidasi
9. Manakah pernyataan dibawah ini yang benar ?
A. Semua unsur nonlogam tidak dapat menghantar listrik.
B. Senyawa kovalen polar padat dapat menghantar listrik jika dilarutkan dalam air
C. Udara dapat menghantar listrik jika diberi tekanan & tegangan yang sangat tinggi
D. Senyawa ion baik padat, lelehan, maupun larutan dapat menghantarkan listrik.
E. Larutan elektrolit dapat berupa senyawa kovalen non polar.
10. Peristiwa yang benar pada saat terjadi hantaran listrik melalui larutan HCl adalah....
A. Diluar baterai elektron mengalir dari anoda menuju katoda.
B. Ion-ion H+ bergerak ke katode, lalu melepaskan elektronnya dan bergabung menjadi gas H2.
C. Ion-ion Cl- bergerak ke anode, lalu melepaskan elektronnya dan bergabung menjadi gas Cl2
D. Di katode terjadi gas Cl2 dan di anode terjadi gas H2
E. Aliran elektron terjadi terus-menerus dan tidak akan pernah berhenti selama masih ada baterai.
11. Bilangan oksidasi C dalam H2C2O4 sama dengan bilangan oksidasi salah satu C dalam senyawa....
A. CO2
B. CH4
C. H2CO3
D. C2Cl6
O

E. CH3-C-CH3
12. Manakah yang bukan reaksi redoks?
A. Al2O3 + HCl →AlCl3 + H2O
B. Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + NaI
C. SO2 + H2S → S + H2O
D. CuO + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
E. Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
13. Reaksi K2Cr2O7 + 7H2SO4 + FeSO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + 7H2O.
Zat yang berperan sebagai reduktor adalah....
A. K2Cr2O7
B. H2SO4
C. FeSO4
D. Cr2(SO4)3
E. H2O
14. Reaksi yang tergolong disproporsionasi (autoredoks) adalah....
A. BaCO3 + 2HCl → BaCl2 + H2O + CO2
B. 2K + 2H2O → 2KOH + H2
C. 3K2MnO4 + 4HCl → MnO2 + 2KMnO4 + 4KCl + H2O
D. 2Na + Cl2 → 2NaCl
E. NH4Cl + KOH → NH3 + KCl + H2O
15. Reaksi 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3. Pernyataan yang benar dari reaksi tsb adalah....
A. Reaksinya disebut autoredoks
B. Hasil oksidasi = hasil reduksi = FeCl3
C. FeCl2 sebagai zat oksidator
D. FeCl3 sebagai oksidator juga reduktor
E. Cl2 sebagai reduktor
16. Berikut hasil percobaan daya hantar listrik beberapa larutan:
Zat
Lampu
Pengamatan lain
1.
Nyala terang
Banyak gelembung
2.
Nyala redup
Banyak gelembung
3.
Tidak nyala
Sedikit gelembung
4.
Tidak nyala
Tak ada gelembung
Dari data di atas pasangan yang digolongkan elektrolit kuat dan elektrolit lemah berturut-turut adalah....
A. 1 dan 2
B. 1 dan 3
C. 1 dan 4
D. 2 dan 4
E. 3 dan 4
17. Manakah pernyataan yang berhubungan dengan reaksi oksidasi reduksi di bawah ini yang benar?
A. Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi
B. Oksidasi merupakan peristiwa pelepasan oksigen
C. Reduksi terjadi akibat pelepasan elektron
D. Oksidasi merupakan reaksi pengikatan elektron
E. Oksidator adalah zat yang mengalami oksidasi.
21. Bilangan oksidasi Cr dalam K2CrO4 adalah….
A. +6
B. +4
C. +3
D. +2
E. -2
22. Reaksi di bawah ini yang merupakan reaksi redoks ialah ….
A. Ba(NO3)2 + Na2SO4 �� BaSO4 + 2NaNO3
B. K2O + 2HCl �� 2KCl + H2O
C. Fe + 2HCl �� FeCl2 + H2
D. Na2O + H2O �� 2NaOH
E. CaO + SO2 �� CaSO3
23. Diketahui persamaan reaksi:
KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4�� K2SO4 + MnSO4 + 2H2O + CO2.
Hasil reduksi dan hasil oksidasi adalah ….
A. MnO2 dan H2C2O4
B. MnO2 dan H2SO4
C. KI dan H2SO4
D. MnSO4 dan CO2
E. H2O dan K2SO4
24. Diketahui persamaan reaksi redoks :
4KI + 2CuSO4 �� 2CuI + I2 + 2K2SO4
Zat yang bertindak sebagai zat oksidator adalah….
A. KI
B. CuI
C. K2SO4
D. CuSO4
E. I2
25. Di antara spesi berikut ini yang paling tidak mungkin digunakan sebagai oksidator adalah ….
A. Cu
B. Na+
C. Fe3+
D. Mg2+
E. Cl2
26. Unsur iodin dalam senyawa dapat ditemukan dengan biloks dari -1 sampai +7.
Manakah ion dibawah ini yang tidak dapat mengalami reaksi disproporsionasi?
A. I2
B. IO-
C. IO2-
D. IO3-
E. IO4-
27. Di antara reaksi berikut yang tergolong reaksi anti-autoredoks (konproporsionasi) adalah….
A. 2CuSO4 + 4KI�� 2CuI + I2 + 2K2SO4
B. Zn + HNO3 �� Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
C. I2 + KOH�� KI + KIO + H2O
D. Fe + Fe2(SO4)3�� 3FeSO4
E. H2 + Cl2�� 2HCl
22. Diantara reaksi berikut yang bukan reaksi redoks adalah_____
A. Cl2(g) + OH-(aq) ® Cl-(aq) + ClO3-(aq) + H2O(l)
B. Pb(s) + PbO2(s) ® PbSO4(aq)
C. Cu2+(aq) + Cl- (aq) ® [ Cu Cl]+ (s)
D. 2Cu (s) + S(s) ® CuS(aq)
E. H2(g) + N2(g) ® NH3(g)
23. Jika larutan KMnO4 dalam suasana basa direaksikan dengan larutan, Fe2+ maka jumlah mol ion besi(II) yang bereaksi dengan 1mol MnO4- adalah______
A. 1 mol C. 4 mol E. 3 mol
B. 2 mol D. 5 mol
24. Diantara reaksi berikut yang tergolong reaksi redoks adalah_____
A. Cu+ (aq) + 2NH3 (aq) ® [ Cu (NH3)2]+ (aq)
B. Cu+ (aq) + 4Cl- (aq) ® [ Cu Cl4]3- (aq)
C. Cu2+ (aq) + Cl- (aq) ® [ Cu Cl]+ (s)
D. 2Cu (s) + S(s) ® CuS(aq)
E. [Cu(NH3)2]+(aq)+2H+(aq)®Cu+(aq)+2NH4+(aq)
25. Dari persamaan reaksi: Cl2 + 2 KOH ® KCl + KOCl + H2O, Bilangan oksidasi klor adalah
A. Naik menjadi +1
B. Turun menjadi –1
C. Naik menjadi +1 dan turun menjadi –1
D. Naik menjadi +1 dan turun menjadi –3
E. Naik menjadi +3 dan turun menjadi –1
26. Logam manakah yang tidak diperoleh dengan proses elektrolisis?
A. Natrium D. Kalsium
B. Alumunium E. Merkuri
C. Magnesium
27. Pada elektrolisis leburan Al2O3 (ArO= 16, Al = 27), diperoleh 0,225 gram Al. Jumlah muatan listrik yang diperlukan adalah ( 1F = 96500 C/mol)
A. 211,9 coulomb D. 2412,5 coulomb
B. 804,0 coulomb E. 8685,0 coulomb
C. 1025,9 coulomb
28. Dalam suatu proses elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2,24 dm3 gas hidrogen (STP). Jika muatan listrik yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat (Ar Ag= 108), maka banyaknya endapan di katoda adalah……..
A. 2,7 gram C. 10,8 gram E. 43,2 gram
B. 5,4 gram D. 21,6 gram
29. Sejumlah muatan listrik dialirkan ke dalam 100 mL larutan CuSO4 0,5 M dan berhasil mengendapkan semua logam Cu. Volume gas yang terjadi di anoda bila diukur pada saat 1 liter gas CO2 bermassa 2,2 gram ialah….
A. 0,5 L C. 0,75 L E. 01,00 L
B. 1,75 L D. 2,25 L
30. Sebanyak 1 liter larutan CrCl3 1 M dielektrolisis dengan arus 6 A. Waktu yang diperlukan untuk mengendapkan semua logam kromium (Ar = 52, 1F = 96500)adalah …
A. 289.500 dtk D. 48.250 dtk
B. 96.500 dtk E. 32.167 dtk
C. 16.083 dtk
31. Sejumlah tertentu muatan listrik dapat mengendapkan 2.7 gram aluminium dari larutan yang mengandung ion Al3+ muatan listrik yang sama bila dialirkan kedalam larutan asam akan menghasilkan gas H2 (0°C, 1 atm) sebanyak …
A. 2,24 L D. 4,48 L
B. 3,36 L E. 5,6 L
C. 6,72 L
32. Kalium klorat dibuat dengan elektrolisis KCl dalam larutan basa berdasarkan reaksi :
KCl + 3H2O ® KClO3 + H2
Untuk membuat 1 mol KClO3 dibutuhkan muatan listrik sebanyak …
A. 2 faraday D. 4 faraday
B. 3 faraday E. 5 faraday
C. 6 faraday
33. Larutan Cu(NO3)2 dielektrolisis dengan elektroda Pt dan diperoleh tembaga 12,7 gram. Volume oksigen yang dihasilkan pada anode (STP) adalah … (Ar Cu = 63,5)
A. 1,12 L D. 3,36 L
B. 2,24 L E. 4,48 L
C. 5,60 L
34. Pada elektrolisis leburan Al2O3 diperoleh 0,225 gram Al. Jumlah muatan listrik yang diperlukan adalah …(1F = 96500 C/mol)
A. 221,9 C D. 1025,9 C
B. 804 C E. 2412,5 C
C. 8685 C
35. Arus listrik melalui larutan CuSO4 sehingga dihasilkan 3,175 gram logam Cu. Bila jumlah arus listrik yang sama digunakan untuk elektrolisis larutan NaCl, maka akan dihasilkan gas Cl2 pada keadaan STP sebanyak …
A. 1,12 L D. 5,6 L
B. 2,24 L E. 11,2 L
C. 22,4 L
36. Dalam suatu proses elektrolisis larutan H2SO4 encer terjadi 2,24 L gas H2 (STP), jika jumlah muatan listrik yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat (Ag = 108) maka banyaknya perak yang mengendap pada katoda adalah …
A. 2,7 gr D. 10,8 gr
B. 5,4 gr E. 21,6 gr
C. 43,2 gr
37. Pada elektrolisis LSO4 dengan menggunakan elektroda Pt, ternyata dihasilkan 0,3175 gram logam L di katoda. Larutan hasil elektrolisis tepat dinetralkan dengan 50 mL larutan Ca(OH)2 0,1M. Massa atom relative logam L adalah …
A. 56 D. 65
B. 63,5 E. 122
C. 127
38. Arus listrik 865 mA dialirkan melalui suatu larutan asam selama 5 menit. Banyaknya gas H2 yang terbentuk adalah …
A. 0,003 mol D. 0,002 mol
B. 0,0025 mol E. 0,0015 mol
C. 0,001 mol
39. Bila ion Ag+ memerlukan 1,5 faraday untuk mengubahnya menjadi logam yang terendapkan, maka jika ion Ag+ diganti ion Cu2+ untuk mengendapkannya diperlukan …
A. 0,5 F D. 1,5 F
B. 0,75 F E. 3 F
C. 3,5 F
40. Untuk mengendapkan 13 gram Cr (Ar = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus 3 ampere diperlukan waktu …
A. 67 jam D. 26,8 jam
B. 33,5 jam E. 13,4 jam
C. 6,7 jam
41. Pada elektrolisis CuSO4 dihasilkan logam Cu (Ar = 63,5) sebanyak 12,7 gram. Pada STP volume gas yang dihasilkan di anoda sebanyak …
A. 0,56 L D. 2,24 L
B. 1,12 L E. 4,48 L
C. 11,2 L
42. Untuk mengendapkan 3,175 gram Cu dari larutan CuSO4 2M dengan cara elektrolisis diperlukan elektron sejumlah …
A. 0,05 mol D. 0,2 mol
B. 0,1 mol E. 1 mol
C. 2 mol
43. Kedalam 1L larutan AgNO3 dan 1L larutan NaCl yang disusun seri dialirkan arus listrik sampai pH larutan = 12. Maka perak yang diendapkan adalah …
A. 1,08 gram D. 8,5 gram
B. 1,7 gram E. 10,8 gram
C. 17 gram
44. Bila larutan CuSO4 0,5 M dielektrolisis dengan menggunakan elektroda Pt sebagai katoda dan elektroda Fe sebagai anoda maka …
A. terbentuk gas H2 di katoda dan Fe di anoda
B. terbentuk endapan Cu di katoda dan gas O2 di anoda
C. terbentuk gas H2 di katoda dan gas O2 di anoda
D. terbentuk endapan Cu di katoda dan di anoda Fe larut
E. berat katoda berkurang dan berat anoda bertambah
45. Untuk menetralkan larutan yang terbentuk di katoda pada elektrolisis larutan Na2SO4 diperlukan 50 mL larutan HCl 0,2 M. Jumlah muatan listrik yang digunakan adalah …
A. 0,005 F D. 0,02 F
B. 0,01 F E. 0,05 F
C. 0,1 F
46. Pada suatu elektrolisis larutan MSO4 pada katoda terbentuk 0,28 gram logam M. Larutan hasil elektrolisis dapat dinetralkan oleh 50 mL larutan 0,2M NaOH. Massa atom relatif unsur M adalah …
A. 28 D. 56
B. 42 E. 70
C. 84
47. Pada suatu elektrolisis larutan MSO4 pada katoda terbentuk 1,035 gram logam M. Larutan hasil elektrolisis dititrasi dengan 50 mL larutan 0,2M KOH. Massa atom relatif unsur M adalah …
A. 103,5 D. 118
B. 207 E. 63
C. 20,7
48. Arus listrik sebanyak 9650 C selama beberapa waktu dialirkan melalui 1 L larutan AgNO3 1M dalam sebuah sel elektrolisis. Bila kedua elektroda dibuat dari Pt, volume larutan dianggap tetap berapakah pH larutan setelah elektrolisis selasai …
A. 0 C. 2
B. 1 D. 3
C. 4
49. Logam Fe jika dilarutkan di dalam asam dan direaksikan dengan KMnO4 akan terjadi reaksi sebagai berikut Fe2+ + MnO4- ® Mn2+ + Fe3+ Jika berat Fe yang dilarutkan adalah 11,2 gram, maka volume KMnO4 0,1M yang dibutuhkan untuk reaksi tersebut adalah …
A. 120 mL C. 250 mL
B. 160 mL D. 320 mL
C. 400 mL

1 komentar:

  1. numpang sedot ya mas,,, saya akan cantumkan sumbernya

    BalasHapus