Sebelum kita belajar mengenai Reaksi
Redoks, kita harus mengenal dahulu tentang Persamaan Reaksi. Suatu reaksi kimia
terjadi berdasarkan hukum kekekalan massa (Hukum Lavoisier), “Massa zat
sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”, persamaan reaksi ditulisakan untuk
menggambarkan reaksi kimia menunjukan perubahan yang terjadi dimana massa zat
tidak berubah meskipun terjadi perubahan zat. Setiap persamaan reaksi selalu
terdiri atas dua ruas yaitu ruas kiri sebagai tempat zat bereaksi (pereaksi/reaktan)
dan ruas kanan sebagai tempat hasil reaksi (produk), kedua ruas dipisahkan
dengan tanda panah.
Contoh: 2H2(g)
+ O2(g) 
2H2(l)
2H2(l)
Pereaksi Produk
A.
Konsep Reaksi Redoks
·
Berdasarkan perpindahan oksigen
a)
Oksidasi
adalah reaksi pengikatan oksigen
Contoh :
Ø
Reaksi
perkaratan logam besi:
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s) [karat
besi]
2Fe2O3(s) [karat
besi]
Ø
Pembakaran bahan bakar (misalnya gas
metana, LPG, solar).
Reaksi
pembakaran gas metana (CH4): akan
menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air.
CH4(g) +
O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
b)
Reduksi
adalah reaksi pelepasan oksigen
Contoh
:
Ø
Reduksi mineral hematit F2O3 oleh karbon monoksida CO
F2O3(s) + CO(g) 2Fe(s) + CO2(g)
2Fe(s) + CO2(g)
Ø
Reduksi tembaga(II)
oksida CuO oleh gas hidrogen H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g
Cu(s) + H2O(g
·
Berdasarkan serah
terima elektron
Beberapa reaksi reduksi-oksidasi tidak melibatkan oksigen,sehingga konsep
reduksi-oksidasi perlu diperluas, misalnya antara Na dengan Cl2
menghasilkan NaCl
a)
Oksidasi adalah reaksi pelepasan oksigen (muatanya naik/bertambah)
Contoh :
Ø Cu Cu2+
+ e
Cu2+
+ e
Ø Fe Fe3+
+ e
Fe3+
+ e
b)
Reduksi adalah pengikatan elektron (muatanya turun/berkurang)
Contoh :
Ø Cl2 + 2e 2Cl-
2Cl-
Ø O2 + 2e 2O-
2O-
·
Berdasarkan perubahan
bilangan oksidasi
Oksidasi reaksi
kenaikan bilangan oksidasi unsur
reaksi
kenaikan bilangan oksidasi unsur
Reduksi reaksi
penurunan bilangan oksidasi unsur
reaksi
penurunan bilangan oksidasi unsur
Oksidator atau pengoksidasi zat yang
mengalami reaksi reduksi,
zat yang
mengalami reaksi reduksi,
penyebab zat lain mengalami reaksi oksidasi
Reduktor
atau pereduksi zat yang
mengalami reaksi oksidasi, penyebab zat lain mengalami
reaksi reduksi
zat yang
mengalami reaksi oksidasi, penyebab zat lain mengalami
reaksi reduksi
Aturan
Penentuan Bilangan Oksidasi
Bilangan
oksidasi adalah angka yang menunjukkan jumlah elektron suatu atom yang
dilepaskan atau diterima atom dalam senyawa, dimana senyawa tersebut terbentuk
melalui ikatan ionik. Tanda (+) dan (-) padabiloks ditulis sebelum
angkanya misalnya +2, sedangkan pada muatan ditulis sesudah angkanya,
misalnya 2+.
Aturan penentuan
bilangan oksidasi, antara lain :
1)
Bilangan oksidasi unsur bebas ( atom atau
molekul unsur) adalah 0 (nol).
Contoh: Ne, H2, O2,Cl2,P4,C,Cu,Fe
dan Na.
2)
Bilangan oksidasi ion monoatom dan poliatom sama
dengan muatan ionnya.
Contoh : untuk ion monoatom Na+,
Ca2+, dan Cl- memiliki bilangan
oksidasi berturut-turut +1,+2
dan -1.
3)
Bilangan oksidasi unsur golongan IA adalah +1 dan
unsur golongan IIA adalah +2.
4)
Bilangan oksidasi unsur golongan VIA pada senyawa biner adalah
-2dan unsur golongan VIIA pada senyawa biner adalah -1.
5)
Bilangan oksidasi unsur H pada senyawanya adalah +1. Kecuali,
pada hidrida logam (NaH, CaH2, MgH2 dll) BO H = -1
6)
Bilangan oksidasi unsur O pada senyawanya adalah -2,
kecuali pada senyawa biner dengan F, bilangan oksidasi unsur O-nya adalah
+2. Bilangan oksidasi unsur O pada senyawa peroksida, seperti H2O2 dan
BaO2 adalah -1. Dalam senyawa superoksida bilangan oksidasinya adalah
-1/2, seperti pada KO2 dan NaO2.
7)
Jumlah BO unsur-unsur dalam senyawa = 0
Contoh : NaCl jumlah BO Na + BO Cl = 0
Contoh Soal : Tentukan Bilangan Oksidasi dari :
1. S
dalam senyawa H2S
Jumlah BO dalam
H2S = 0 dan BO H =
+1
Dalam H2S
2 
(BO H) + BO S = 0
2 (BO H) + BO S = 0
2 (+1) + BO S = 0
(+1) + BO S = 0
BO
S = 0 – (+2) = -2
2.
S dalam ion SO32-
Jumlah BO ion
SO32- = -2 (aturan 6) dan BO O = -2
Dalam SO32- BO S + 3 (BO O) =
-2
BO S + 3 (BO O) =
-2
BO S + 3 (-2)
= -2
(-2)
= -2
BO S + (-6)
= -2
BO S =
(-2) – (-6) = +4
B.
Penyetaraan Reaksi Redoks
Reaksi redoks
dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara
setengah reaksi.
1)
Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)
-
Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi
-
Tulis perubahan biloks yang terjadi
-
Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan
menambahkan koefisien
-
Hitung jumlah muatan kiri dan kanan
Jika muatan kiri > kanan à
tambahkan OH- pada ruas kiri
Jika muatan kiri < kanan à
tambahkan H+ pada ruas kiri
-
Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan
Contoh :
a)
Fe2+ + MnO4-
→ Fe3+ +
Mn2+ (suasana asam)
Langkah 1 &
2 : Tentukan bilangan oksidasi atom-atom yang mengalami reaksi redoks
Bilangan
oksidasi (biloks) Mn berubah dari +7 menjadi +2 terjadi perubahan biloks 5
satuan
Bilangan
oksidasi (biloks) Fe berubah dari +2 menjadi +3 terjadi perubahan biloks 1
satuan
Langkah 3 : Kalikan
silang dengan selisih bilangan oksidasi pada spesi yang mengalami
perubahan bilangan oksidasi
perubahan bilangan oksidasi
Jadi
Mn dikalikan 1 dan Fe dikalikan 5, sehingga reaksi menjadi :
5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+
5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+
Muatan : +10
-1
+15 +2
Muatan kiri = +9 Muatan kanan =
+17
Karena muatan ruas kiri < muatan ruas kanan, maka ditambahkan ion H+. Maka tambahkan 8H+ di ruas kiri (yang muatannya lebih kecil)
Karena muatan ruas kiri < muatan ruas kanan, maka ditambahkan ion H+. Maka tambahkan 8H+ di ruas kiri (yang muatannya lebih kecil)
Langkah 4 : 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+
Setarakan H dengan menambah H2O secukupnya
Karena di ruas kiri terdapat 8H+ maka di ruas kanan ditambahkan 4H2O
Karena di ruas kiri terdapat 8H+ maka di ruas kanan ditambahkan 4H2O
Langkah 5 : 5Fe2+ + MnO4- +
8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Hitung O di ruas kiri dan di ruas kanan. pada contoh di atas jumlah atom O di
Hitung O di ruas kiri dan di ruas kanan. pada contoh di atas jumlah atom O di
ruas kiri = 4 dan jumlah atom O di ruas kanan
= 4. Jadi, reaksi sudah setara
b)
CrO42- +
Fe(OH)2 → Cr2O3 + Fe(OH)3
(suasana basa)
Langkah 1 &
2 : CrO42- +
Fe(OH)2 → Cr2O3 + Fe(OH)3
+12 +2
+6
+3
Biloks
Cr berubah dari +12 menjadi +6 , jadi selisih biloks Cr = +6
Biloks Fe berunbah dari +2 menjadi +3 , jadi selisih biloks = +1
Biloks Fe berunbah dari +2 menjadi +3 , jadi selisih biloks = +1
Kalikan
silang berdasarkan selisih biloks yang terjadi. Spesi yang mengandung Cr
dikalikan 1 sedangkan spesi yang mengandung Fe dikalikan 6 sehingga reaksi
menjadi 2CrO42- + Fe(OH)2 → Cr2O3 +
Fe(OH)3
Langkah 3 : 2CrO42- + Fe(OH)2 → Cr2O3 +
Fe(OH)3
Muatan
-4
0
0 0
Tambahkan
H+ pada yang muatannya kecil
Karena muatan ruas kiri = -4 dan muatan ruas kanan = 0, maka
Muatan ruas kiri < muatan ruas kanan.
Jadi pada ruas kiri ditambahkan 4H+
Sehingga reaksi yang terjadi menjadi :
2CrO42- + 6Fe(OH)2 + 4H+ → Cr2O3 +6Fe(OH)3
Karena muatan ruas kiri = -4 dan muatan ruas kanan = 0, maka
Muatan ruas kiri < muatan ruas kanan.
Jadi pada ruas kiri ditambahkan 4H+
Sehingga reaksi yang terjadi menjadi :
2CrO42- + 6Fe(OH)2 + 4H+ → Cr2O3 +6Fe(OH)3
Hitung
jumlah H.
Karena jumlah H ruas kiri = 16 dan jumlah H ruas kanan = 18, maka ditambahkan H2O pada ruas kiri, sehingga terbentuk reaksi
2CrO42- + 6Fe(OH)2 + 4H+ + H2O → Cr2O3 + 6Fe(OH)3
Karena jumlah H ruas kiri = 16 dan jumlah H ruas kanan = 18, maka ditambahkan H2O pada ruas kiri, sehingga terbentuk reaksi
2CrO42- + 6Fe(OH)2 + 4H+ + H2O → Cr2O3 + 6Fe(OH)3
Langkah 4 : Karena reaksi dalam suasana basa, maka harus dibuat dalam suasana basa (OH-), dengan menambah OH- sebanyak H+ yang ada pada kedua ruas.
2CrO42- +
6Fe(OH)2 + 4H+ + H2O + 4 OH- →Cr2O3 + 6Fe(OH)3 + 4
OH-
Langkah 5 : Jumlah
atom H dikiri = 12, sedangkan diras kanan = 22, maka tambahkan 5 molekul H2O
diruas kiri
2CrO42- +
6Fe(OH)2 + 5 H2O → Cr2O3 + 6Fe(OH)3 + 4 OH-
2)
Metode Setengah Reaksi (Ion
Elektron)
Penyetaraan tersebut dapat dilakukan dengan tahapan
berikut.
1. 1.Reaksi
dipecah menjadi dua persamaan setengah reaksi, lalu masing-masing disetaraka
a) Setarakan
jumlah atom selain O dan H dengan menambahkan koefisien
b) Setarakan
jumlah atom O dengan menambahkan H2O secukupnya pada
ruas yang kurang O
c) Setarakan
jumlah atom H dengan menambahkan H+ secukupnya
di ruas yang berlawanan.
d) Setarakan
jumlah muatan, dengan menambahkan electron pada yang kelebihan muatan
(seruas dengan
H+)
Jika suasana
asam, penyetaraan selesai.
Jika suasana basa, H+ harus
diganti dengan OH- dengan cara
sebagai berikut :
o Tambahkan
OH- pada kedua ruas sebanyak H+
o Gabungkan
H+ dengan OH- menjadi H2O
o Kurangi
kelebihan H2O
2. Setarakan
jumlah electron pada 2 buah setengah reaksi, dengan menambah koefisien
3. Akhirnya,
jumlahkan kedua buah setebgah reaksi tersebut
Contoh
: Setarakan reaksi berikut :
1. Fe2+
+ MnO4- → Fe3+
+ Mn2+
( suasana asam )
2. CrO42- +
Fe(OH)2 → Cr2O3 +
Fe(OH)3 ( suasana basa )
Jawab
:
1. Fe2+ + MnO4- → Fe3+
+ Mn2+
( suasana asam )
Reaksi dipecah
menjadi dua persamaan setengah reaksi , setarakan atom selain H dan O
Fe2+ → Fe3+
MnO4- → Mn2+
Setarakan
jumlah O dengan menambah koefisien
Fe2+ → Fe3+
MnO4- → Mn2+ +
4H2O
Setarakan
jumlah H dengan menambah ion H+ pada yang kekurangan H
Fe2+ → Fe3+
MnO4-+ 8H+ → Mn2+ +
4H2O
Hitung muatan,
tambahkan electron pada yang kelebihan muatan (seruas H+)
Fe2+ → Fe3+
+ e
Muatan kiri : +2, Muatan kanan : +3
selisih
muatan = 1, jadi tambahkan 1 electron di ruas kanan
MnO4-+ 8H+ → Mn2+ +
4H2O
Muatan kiri : +7, Muatan kanan : +2
selisih
muatan = 5, jadi tambahkan 5 elektron di ruas kiri
Setarakan
jumlah electron pada kedua ruas dengan kali silang. Dan jumlahkan
Fe2+ → Fe3+
+ e
x 5
MnO4-+ 8H+ → Mn2+ +
4H2O x 1
Menjadi
5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3+ +
Mn2+ + 4H2O
2. CrO42- +
Fe(OH)2 → Cr2O3 +
Fe(OH)3 ( suasana basa )
Reaksi dipecah menjadi
dua persamaan setengah reaksi , setarakan atom selain H dan O
CrO42- → Cr2O3
Fe(OH)2
→ Fe(OH)3
Setarakan
jumlah O dengan menambah H2O pada ruas yang kekurangan O
2
CrO42- → Cr2O3
+ 5 H2O
Fe(OH)2
+ H2O → Fe(OH)3
Setarakan
jumlah H dengan menambah ion H+
2 CrO42- + 10 H+ →
Cr2O3 + 5 H2O
Fe(OH)2 + H2O →
Fe(OH)3 + H+
Hitung
muatan, tambahkan electron pada yang kelebihan muatan (seruas H+)
2 CrO42- + 10 H+ → Cr2O3
+ 5 H2O
Muatan
-4 +10
0
0
Muatan kiri : +6 Muatan
kanan : 0
selisih muatan = 6, jadi tambahkan 6
electron di ruas kanan
Fe(OH)2 + H2O
→ Fe(OH)3 + H+
Muatan
0
0
0
1
Muatan kiri : 0 Muatan kanan : +1
selisih muatan = 1, jadi tambahkan 1 elektron
di ruas kiri
2 CrO42- + 10 H+ +
6e → Cr2O3 + 5 H2O x1
Fe(OH)2 + H2O →
Fe(OH)3 + H+ + e x6
Setarakan
jumlah electron pada kedua ruas dengan kali silang. Dan jumlahkan
2 CrO42-
+ 10 H+ + 6Fe(OH)2 +
H2O → Cr2O3 + 6Fe(OH)3
+ 6H+
2
CrO42- + 4 H++
6Fe(OH)2 + H2O → Cr2O3 +
6Fe(OH)3
Buat
Suasana basa, dengan menambah ion OH- sebanyak ion H+ yang ada pada
kedua ruas,
kemudian
jumlahkan ion H+ dan ion OH-
2 CrO42-
+ 4
H+ + 6Fe(OH)2 + H2O + 4OH- → Cr2O3 +
6Fe(OH)3 + 4OH-
2 CrO42-
+ 6Fe(OH)2 + H2O + 4 H2O
→ Cr2O3 + 6Fe(OH)3 + 4OH-
2 CrO42-
+ 5 H2O + 6Fe(OH)2 → Cr2O3 +
6Fe(OH)3 + 4OH-
Menjadi 2 CrO42-
+ 5 H2O + 6Fe(OH)2 → Cr2O3 +
6Fe(OH)3 + 4OH-
Elektrokimia
A.
Pengertian Elektrokimia
Definisi elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aksi antara
sifat-sifat listrik dengan reaksi kimia. Misalnya perubahan energi kimia
menjadi energy listrik pada elemen elektrokimia, reaksi oksidasi-oksidasi
secara spontan pada elemen yang dijadikan sumber arus listrik, dan perpindahan
elektron dan perpindahan elektron dalam larutan elektrolit dan terjadi pada
aki.
B.
Penggolongan Elektrokimia
1.
Sel Volta
Luigi Galvani
(1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik
dari reaksi kimia. Pada sel volta mengubah reaksi kimia menjadi energi listrik.
a)
Proses yang terjadi
Logam
tembaga dicelupkan dalam larutan CuSO4 (1 M) dan logam seng dicelupkan dalam
larutan ZnSO4 (1 M). Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Jembatan
garam merupakan tabung U yang diisi agar-agar dan garam KCl. . Sedangkan kedua
elektrode (logam Cu dan logam Zn) dihubungkan dengan alat pe-nunjuk arus yaitu
voltmeter.
Logam Zn akan
melepaskan elektron dan berubah membentuk ion Zn2+ dan bergabung dalam larutan
ZnSO4. Elektron mengalir dari elektrode Zn ke elektrode Cu. Ion Cu2+ dalam
larutan CuSO4 menerima elektron dan ion tersebut berubah membentuk endapan
logam Cu.
Reaksi
kimianya adalah :
Anoda Zn → Zn2+ + 2
e E0
= +0,76 volt
Katoda Cu2+ +
2 e →
Cu E0 =
+0,34 volt
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu,
Esel= +1,1 Volt
b) Konsep-Konsep Sel Volta
·
Deret Volta :
Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni. Sn, Pb, H,
Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Makin ke kanan, mudah direduksi atau sukar dioksidasi. Makin ke kiri mudah
dioksidasi, makin aktif dan sukar direduksi.
·
b. Notasi Sel
Contoh : Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu
Dimana : / = potensial
½ sel
// = potensial
sambungan sel (jembatan garam)
c) Macam-Macam Sel Volta
·
Sel Kering atau Sel Leclance
Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter,
mainan anak-anak, dll. Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon
(dalam bentuk grafit) terlindungi oleh pasta karbon, MnO2dan
NH4Cl2 . Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng
dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.
Reaksi Anoda
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Reaksi Katoda 2MnO2(s) +
2NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) +
2NH3(aq) + H2O
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) +
2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) +
H2O
Amonia yang terbentuk pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang
dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH3)42+
·
Sel Aki
ü Katoda : PbO2
ü Anoda : Pb
ü Elektrolit : Larutan H2SO4
Reaksinya adalah sebagai berikut :
PbO2(s) +
4H+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s) +
2H2O (katoda)
Pb (s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (anoda)
Pb (s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (anoda)
PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) +
2SO42-(aq) → 2PbSO4(s)
+ 2H2O (total)
Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat
akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut. Keuntungan dari
baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan
memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi
:
2PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)
2PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)
Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk,
ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer
ketika dipindah-pindahkan.
·
Sel Bahan Bakar
Sel bahan bakar adalah suatu sel Galvani dimana selalu
tersedia pereaksi yang dialirkan ke elektroda sehingga sel selalu bekerja
secara kontinyu. Sel Bacon terdiri dari anoda nikel dan katoda nikel. Nikel
oksida dengan elektrolit larutan KOH. Elektroda tersebut berpori dan gas- gas
berdifusi sehingga bersentuhan dengan eletroda.
Reaksi anoda
(-) 2H2 +
4OH 4H2O
+4e-
Reaksi katoda (+) 2H2O+O2+4e- 4OH-
Reaksi
sel 2H2O+O2 2H2O
·
Baterai Ni-Cd
Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang
muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya
adalah 1,4 Volt.
Katodanya adalah NiO2 dengan sedikit
air
Anodanya adalah Cd
Reaksinya adalah sebagai beikut :
Cd(s) + 2OH- (aq) → Cd(OH)2(s) +
2e-
2e- + NiO2(s) + 2H2O → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
2e- + NiO2(s) + 2H2O → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.
2.
Sel
Elektrolisis
Sel elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan
reaksi redoks. Pada sel elektrolisis, katoda akan tereduksi dan anoda yang
akan teroksidasi. Pada katoda, terdapat 2 kemungkinan zat yang ada, yaitu:
-
Kation (K+)
-
Air (H2O) (bisa ada atau tidak
ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan).
Pada anoda, terdapat 3 (tiga) kemungkinan zat yang ada, yaitu :
-
Anion (A-)
-
Air (H2O) (bisa ada atau tidak
ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan)
-
Elektroda
Elektroda ada dua macam, antara lain inert (tidak
mudah bereaksi, seperti Platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan
tidak inert (mudah bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).\
Ada berbagai macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu :
1) Reaksi yang terjadi pada katoda
Ø Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al dan Mn.
Ø Jika kationnya berupa H+.
Ø Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama
logam)x+ + xe → (nama logam)
2) Reaksi yang terjadi pada anoda
Ø Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3
macam reaksi :
·
Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-,
SO42-), maka reaksinya 2 H20 → 4H+ +
O2 + 4 e
·
Jika anionnya OH-, maka
reaksinya 4 OH- → 2H20 + O2 + 4
e
·
Jika anionnya berupa halida (F-,
Cl-, Br-), maka reaksinya adalah 2 X(halida)
→ X (halida)2 + 2 e
Ø Jika elektroda tak inert (selain tiga macam
di atas), maka reaksinya Lx+ + xe
Termokimia
A.
Pengertian Termokimia
Termokimia
adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi/panas/kalor
yang menyertai reaksi kimia.
B.
Entalpi dan Perubahan Entalpi
Persamaan termokimia merupakan persamaan reaksi yang
dilengkapi dengan perubahan entalpi (ΔH). Selain itu, dalam persamaan
termokimia juga mencantumkan jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien
reaksi dan fase zat yang terlibat dalam reaksi, dengan satuan kilojoule (kJ).
Sementara itu, satuan perubahan entalpi dalam molar yaitu kJ/mol atau
kJ mol-1
Berdasarkan perpindahan kalor yang menyertai,
reaksi kimia ada 2 jenis :
a) Reaksi Endoterm
·
Entalpi produk lebih besar daripada entalpi
reaktan
·
Reaksi menghasilkan kalor
·
Harga
ΔH > 0
b) Reaksi Eksoterm
·
Entalpi produk lebih kecil daripada entalpi
reaktan
·
Reaksi melepas kalor
·
Harga
ΔH < 0.
C.
Jenis Kalor
Reaksi / Perubahan Entalpi
1. Entalpi
Pembentakan Standar ( DHf )
DH
untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur
pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g)→ H20
(l) ; DHf = -285.85 kJ
2. Entalpi
Penguraian
DH
dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan
dari DH pembentukan).
Contoh : H2O
(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; DHd = +285.85 kJ
3. Entalpi
Pembakaran Standar ( DHc ):
DH
untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada
298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh
: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ
4. Entalpi
Reaksi
DH
dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan
reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi
bulat sederhana.
Contoh : 2Al +
3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ
5. Entalpi
Netralisasi
DH
yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh
: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol
D.
Penentuan Harga Perubahan Entalpi
1. Dengan
Alat Kalorimeter
Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter.
Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan
atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu,
kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus:
Ql = energi kalor pada
larutan (J)
m = massa zat (kg)
c = kalor jenis zat (J/kg°C)
C = kapasitas kalor (J/°C)
Δt = perubahan suhu (°C)
2.
Perhitungan Entalpi reaksi berdasarkan
Hukum Hess
Hukum
ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa “entalphi reaksi (ΔH)
hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung
pada jalannya reaksi”.
Misalnya pada pembentuka
CO2
Reaksi 1 C(s) + ½ O2 (g) —–>
CO (g) ΔH
= – 111 kJ
Reaksi 2 CO (g) + ½
O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH
= – 283 kJ
————————————————————————-
+
Hasil C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)
ΔH = – 394 kj
Jadi, sesuai Hukum Hess nilai entalpi
pembentukan CO2 sama.
3. Perhitungan
Entalpi reaksi berdasarkan data Pembentukan Standart
Kalor
suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi
dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai
menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk.
Secara
umum untuk reaksi:
m AB
+ n CD —–> p AD + q CB
ΔH0 =
jumlah ΔH0 f (produk) - jumlah ΔH0 f (pereaksi)
Pengolahan
Logam
Ilmu
pengetahuan dan teknologi dalam pengolahan bijih sampai menjadi logam dinamakan
metalurgi. Proses pengolahan logam dari bijinya melibatkan tahap
pengolahan awal atau pemekatan, reduksi logam dan pemurnian
(refining) logam.
A. Pengolahan
awal (Pemekatan)
Pemekatan
bijih bertujuan untuk memisahkan mineral dari pengotornya sehingga diperoleh
kadar bijih tinggi. Pemekatan dapat dilakukan melalui dua teknik pemisahan,
yaitu pemisahan secara fisis dan pemisahan secara kimia.
·
Pemisahan secara fisis terdiri dari
1)
Pemisahan pengapungan (flotation separation)
2)
Pemisahan gaya berat (gravity separation)
3)
Pemisahan magnetik (magnetic separatio)
4)
Pemisahan pencairan (liquation separation)
5)
Pemisahan amalgam (amalgams separation)
·
Pemisahan secara kimia terdiri dari
1)
Proses pelindian (leaching)
2)
Proses pemanggangan (roasting)
Pada
Proses ini dibahas menggunakan pemekatan tembaga dari bijihnya melalui cara
pengapungan (flotasi), seperti yang ditunjukkan pada Gambar 1. Pada proses ini,
bijih dihancurkan menjadi serbuk, kemudian dicampurkan dengan zat pengapung,
dan udara dialirkan hingga berbusa. Zat pengapung berupa surfaktan (memiliki
ujung polar dan nonpolar), misalnya saponin.
Partikel-partikel
yang terbasahi oleh air seperti pengotor berada di dasar tanki. Adapun partikel
yang tidak terbasahi menempel pada busa dan mengapung di atas permukaan
tanki.
Gambar 1. Proses pemekatan dengan
cara flotasi
B.
Proses
Reduksi
Setelah bijih tembaga dipekatkan (tembaga sulfida), kemudian
direduksi dengan cara pemangggangan. Reaksi yang terjadi
2CuS(s) + 3O2(g) → 2CuO(s) + 2SO2(g)
Pemanggangan bersifat eksoterm sehingga setelah pemanggangan
dimulai tidak perlu ditambahkan panas lagi. Untuk memperoleh logam tembaga
dilakukan dengan cara reduksi tembaga oksida dengan karbon sebagai reduktor
|
CuO(s) + C(s)
|
→
|
Cu(g) + CO(g)
|
Uap logam tembaga meninggalkan reaktor dan terkondensasi
menjadi cair, yang selanjutnya memadat. Hidrogen dan logam aktif, seperti
natrium, magnesium, dan aluminium juga digunakan sebagai reduktor jika karbon
yang dipakai tidak cocok. Hasil reduksi pada tahap ini dinamakan tembaga
blister yang kemurniannya mencapai 98%. Untuk kebutuhan penghantar listrik,
tembaga harus dimurnikan melalui elektrolisis (Gambar 2).
Gambar 2. Pemurnian tembaga menggunakan
elektrolisis.
C.
Pemurnian
Pemurnian
logam kasar sangat penting ditinjau dari dua aspek. Pertama adanya pengotor
mengakibatkan logam yang bersangkutan tidak dapat dimanfaatkan sesuai yang
diinginkan, misalnya adanya arsenik dalam persentase yang sangat kecil sebagai
pengotor, umumnya dalam tembaga, mengakibatkan penurunan sifat konduktivitas
listrik 10-20%. Kedua adanya pengotor dalam logam itu sendiri sangat berharga,
misalnya perak merupakan hasil samping dari metalurgi timbel dan tembaga.
Metode
untuk pemurnian logam kasar meliputi pemurnian elektrolitik misalnya untuk
tembaga, oksadasi pengotor yang harus dipisahkan misalnya untuk besi, distilasi
logam dengan titik didih rendah seperti raksa, zink dan nikel, zone refining
(pemurnian zona)
Gambar
2.1. Bagan metode pemurnian besi kasar
Zona
refining merupakan teknik pemurnian logam dengan hasil kemurnian yang sangat
tinggi (Gambar 2.1). teknik ini berdasarkan pada kenyataan bahwa pengotor lebih
mudah larut dalam fase cairan daripada fase padatan. Dalam proses ini batangan
logam yang akan dimurnikan di lewatkan secara perlahan kedalam kumparan pemanas
listrik yang mengakibatkan logam meleleh dan pengotor larut di dalam fase
lelehan logam. Batangan logam bergerak terus maju dan ketika keluar dari
kumparan pemanas maka bagian ujung luar menjadi dingin dan segera memadat
kembali, sedangkan pengotor akan tetap tertinggal larut dalam zona pelelehan
didalam kumparan pemanas.
Ø Macam
– macam Pengolahan Logam atau Metalurgi
Ada
dua macam metalurgi yaitu Metalurgi Extraksi (Extrative Metalurgi), Proses Bahan
Galian (PBG).
Metalurgi
extraksi terdiri dari tiga macam yaitu
1.
Hidrometalurgi
Proses
Hidrometalurgi adalah suatu proses metalurgi, dimana dilakukan pemakaian suatu
zat kimia yang cair untuk dapat melarutkan suatu partikel tertentu.
Hidrometalurgi dapat juga diartikan sebagai proses ekstraksi metal dengan
larutan reagen encer (< 1 gram/mol) dan pada suhu < 100 ºC. Dalam proses
peluluhan senyawanya yaitu logam larut dan lepas dari bijinya oleh air sehingga
terbentuk larutan logam tersebut dalam air. Larutan ini dapat dimurnikan
setelah itu senyawa logam murninya dapat direduksi langsung menjadi logamnya
sedangkan jika terbentuk endapan dapat dipisahkan melalui penyaringan.
Menurut
persamaan reaksi berikut :
2CuFeS(s) + H2SO4 (aq) + 4O2 (g) → 2CuSO4 (aq) + Fe2O3 (s) + S (s) + H2O (l)
Biji tembaga
Larutan Peluluh
Setelah
larutan ion logamnya terbentuk maka ion logamnya direduksi dengan logam lain
yang lebih reaktif. Untuk kedua ion logam diatas dipakai masing-masing logam
besi dan zink sebagai reduktor, menurut persamaan reaksi sebagai berikut
:
CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s)
Hidrometalurgi memberikan beberapa keuntungan
1.
Bijih tidak harus dipekatkan, melainkan hanya harus dihancurkan
menjadi bagian-bagian yang lebih kecil
2.
Pemakaian batubara dan kokas pada pemanggangan bijih dan sekaligus
sebagai reduktor dalam jumlah besar dapat dihilangkan
3.
Polusi atmosfer oleh hasil samping pirometalurgi sebagai belerang
dioksida, arsenik (III) oksida, dan debu tungku dapat dihindarkan.
4.
Untuk bijih-bijih peringkat rendah (low grade), metode ini lebih
efektif.
5.
Suhu prosesnya relatif lebih rendah.
6.
Reagen yang digunakan relatif murah dan mudah didapatkan.
7.
Produk yang dihasilkan memilki struktur nanometer dengan kemurnian
yang tinggi.
Kondisi
yang baik untuk hidrometalurgi adalah
1.
Metal yang diinginkan harus mudah larut dalam reagen yang murah.
2.
Metal yang larut tersebut harus dapat “diambil” dari larutannya
dengan mudah dan murah.
3.
Unsur atau metal lain yang ikut larut harus mudah dipisahkan pada
proses berikutnya.
4.
Mineral-mineral pengganggu (gangue minerals) jangan terlalu banyak
menyerap (bereaksi) dengan zat pelarut yang dipakai.
2.
Pirometalurgi
Melibatkan
reaksi kimia yang dilaksanakan pada temperatur tinggi.Misalnya dalam
smelting(peleburan atau pelelehan),reduksi mineral menghasilkan lelehan logam
yang dapat dipisahkan dari batuan yang tidak diinginkan. Dalam proses reduksi
ini biasanya dipakai karbon atau logam lain.Oksida-oksida hasil pemanggangan
biji sulfide atau hasil kalsinasi biji karbonat tersebut umumnya direduksi
dengan peleburan oleh karbon.
Menurut
persamaan reaksi
ZnO(s) +
C(s) → Zn(s) + CO(g)
Biasanya,pemekatan
biji tidak sampai memisahkan secara sempurna batuan-batuan pengotor yang tidak
diinginkan dari mineralnya.batuan-batuan pengotor dipisahkan dalam proses
peleburan dengan penambahan pereaksi flux untuk menghasilkan slag (ampas
bijih)yang berupa cairan pada temperatur proses dalam tungku.Sebagian besar
slag adalah silikat misalnya:
Lelehan logam dan slag membentuk lapisan yang terpisah dalam tungku sehingga dapat dpisahkan.slag dapat dipadatkan sebagai massa mirip gelas(glassy) untuk dibuang atau dipakai pada pembuatan semen Portland.Metode pirometalurgi diterapkan untuk produksi tembaga,zink,dan besi.
Lelehan logam dan slag membentuk lapisan yang terpisah dalam tungku sehingga dapat dpisahkan.slag dapat dipadatkan sebagai massa mirip gelas(glassy) untuk dibuang atau dipakai pada pembuatan semen Portland.Metode pirometalurgi diterapkan untuk produksi tembaga,zink,dan besi.
3.
Elektrometalurgi
Merupakan
suatu proses reduksi mineral atau pemurnian logam yang menggunakan energi
listrik.Natrium dan aluminium diproduksi menurut metode elektrometalurgi.
a.) Natrium
Natrium
merupakan logam alkali yang paling banyak dibutuhkan untuk keperluan
industri.seperti logam-logam alkali yang lain,natrium tidak ditemukan dalam
keadaan murni di alam karena reaktivitasnya yang sangat tinggi.Logam putih
keperakan ini dalam pabrik biasanya diproduksi secara elektrometalurgi menurut
proses Downs yaitu dengan mengelekrolisis lelehan natrium klorida (titik leleh
-801c).
b.) Aluminium
Logam
aluminium juga diproduksi secara elektrometalurgi sumber utama aluminium
berasal dari mineral bauksit yaitu suatu hidrat aluminium oksida Al2O3nH2O. Bauksit
berisi sebagian besar silica,SiO2 bauksit dilakukan dengan proses Bayer yang
berdasarkan pada perbedaan sifat asam-basa dari oksida-oksida yang
bersangkutan.Oksida aluminium bersifat amfoterik,besi (III)oksida bersifat
basa,dan silica relatif inert atau sedikit asam. Biji bauksit digerus dengan
larutan panas natrium hidroksida dengan tekanan tinggi untuk melarutkan
No comments:
Post a Comment