Elektrolisis

Seorang ahli dari Inggris bernama Michael Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis.
Arus listrik ini bisa berasal dari sel volta.
Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi.
A. Sel Elektrolisis Bentuk Lelehan/Cairan/Liquid
Sel bentuk ini hanya berlaku untuk senyawa ionik dengan tidak ada zat
pelarut (tidak ada H2O). Hanya ada kation dan anion.
Katode : Kation langsung direduksi (X⁺ (aq) + e–---> X(s))
Anode : Anion langsung dioksidasi (Y(s) ---> Y⁺ (aq) + e^–).
Kation golongan utama atau golongan transisi langsung direduksi.
Contoh soal
1. Tuliskan reaksi elektrolisis cairan NaCI dengan elektrode platina!
Jawab:
NaCl(l)---> Na⁺ + Cl^{–.............................}............... × 2
Katode (Pt) : Na⁺ + e–--->Na(s) ................... × 2
Anode (Pt) : 2 Cl^– ---->Cl2(g) + 2 e–............... × 1
2 NaCl(l) --->2 Na(s) + Cl2 (g)
2. Tuliskan reaksi elektrolisis lelehan Ag2O dengan elektrode Pt!
Jawab:
Ag2O(l)---> 2 Ag⁺ + O^2–....................................... × 2
Katode (Pt) : 2 Ag⁺ + 2 e–---> 2 Ag(s) ............... × 2
Anode (Pt) : 2 O^2– --->O2(g) + 4 e– ............... × 1
2 Ag2O(l)---> 4 Ag(s) + O2(g)

Korosi

Korosi adalah teroksidasinya suatu logam. Dalam kehidupan seharihari, besi yang teroksidasi disebut dengan karat dengan rumus Fe2O3· xH2O.
Proses perkaratan termasuk proses elektrokimia, di mana logam Fe yang teroksidasi bertindak sebagai anode dan oksigen yang terlarut dalam air yang ada pada permukaan besi bertindak sebagai katode.
Reaksi perkaratan:
Anode : Fe --->Fe²⁺ + 2 e–
Katode : O2 + 2 H2 O + 4 e– --->4 OH^–
Fe²⁺ yang dihasilkan, berangsur-angsur akan dioksidasi membentuk Fe³⁺.
Sedangkan OH– akan bergabung dengan elektrolit yang ada di alam atau dengan ion H⁺ dari terlarutnya oksida asam (SO2, NO2) dari hasil perubahan dengan air hujan. Dari hasil reaksi di atas akan dihasilkan karat dengan rumus senyawa Fe2O3·xH2O. Karat ini bersifat katalis untuk proses perkaratan berikutnya yang disebut autokatalis.
a. Kerugian
Besi yang terkena korosi akan bersifat rapuh dan tidak ada kekuatan.
Ini sangat membahayakan kalau besi tersebut digunakan sebagai pondasi bangunan atau jembatan. Senyawa karat juga membahayakan kesehatan, sehingga besi tidak bisa digunakan sebagai alat-alat masak, alat-alat industri makanan/farmasi/kimia.
b. Pencegahan
Pencegahan besi dari perkaratan bisa dilakukan dengan cara berikut.
1) Proses pelapisan
Besi dilapisi dengan suatu zat yang sukar ditembus oksigen. Hal ini dilakukan dengan cara dicat atau dilapisi dengan logam yang sukar teroksidasi. Logam yang digunakan adalah logam yang
terletak di sebelah kanan besi dalam deret volta (potensial reduksi lebih negatif dari besi). Contohnya: logam perak, emas, platina, timah, dan nikel.
2) Proses katode pelindung (proteksi katodik)
Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai katode, bukan sebagai anode. Dengan demikian besi dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam di sebelah kiri besi dalam deret volta (logam dengan potensial reduksi lebih
positif dari besi). Hanya saja logam Al dan Zn tidak bisa digunakan karena kedua
logam tersebut mudah teroksidasi, tetapi oksida yang terbentuk (A12O3/ZnO) bertindak sebagai inhibitor dengan cara menutup rapat logam yang di dalamnya, sehingga oksigen tidak mampu masuk dan tidak teroksidasi. Logam-logam alkali, seperti Na, K juga tidak
bisa digunakan karena akan bereaksi dengan adanya air. Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik bisa digunakan karena akan bereaksi dengan adanya air. Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg di sini
bertindak sebagai anode dan akan terserang karat sampai habis, sedang besi bertindak sebagai katode tidak mengalami korosi.

Kegunaan Sel Volta

Dalam kehidupan sehari-hari, arus listrik yang dihasilkan dari suatu reaksi kimia dalam sel volta banyak kegunaannya, seperti untuk radio, kalkulator, televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain.Sel volta dalam kehidupan sehari-hari ada dalam bentuk berikut.

a. Sel Baterai

1) Baterai Biasa

Baterai yang sering kita gunakan disebut juga sel kering atau sel Lecanche. Dikatakan sel kering karena jumlah air yang dipakai sedikit (dibatasi). Sel ini terdiri atas:

Anode : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah.

Katode : Batang karbon (tidak aktif).

Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2,NH4Cl, dan sedikit air.

Reaksi:

Anode : Zn(s) --->Zn²⁺(aq) + 2 e^–

Katode :2 MnO2(s) + 2 NH4⁺(aq) + 2 e–--->Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)









2) Baterai Alkaline

Pada baterai alkaline dapat dihasilkan energi dua kali lebih besar dibanding baterai biasa. Sel ini terdiri atas:

Anode : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah.

Katode : Oksida mangan (MnO2 ).

Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH).

Reaksi:

Anode : Zn(s)---> Zn²⁺(aq) + 2 e^–

Katode : 2 MnO2+ H2O + 2 e^–--->Mn2O3 + 2 OH^–

Ion Zn²⁺ bereaksi dengan OH^– membentuk Zn(OH) .







b. Sel Aki

Sel aki atau accu merupakan contoh sel volta yang bersifat reversibel, di mana hasil reaksi dapat diubah kembali menjadi zat semula. Pada sel aki jika sudah lemah dapat diisi ulang, sedangkan

pada sel baterai tidak bisa.

Sel ini terdiri atas:

Anode : Lempeng logam timbal (Pb).

Katode : Lempeng logam oksida timbal (PbO2).

Ektrolit : Larutan asam sulfat (H2SO4) encer.

Reaksi pengosongan aki:

Anode : Pb(s) ⁺+ H2SO4 (aq) ---> PbSO4(s) + H⁺(aq) + 2 e–

Katode :PbO2(s) + SO4^-2 (aq)+ 3 H⁺(aq) + 2 e– --->PbSO4(aq) + 2 H2O

______________________________________________________________+

Reaksi lengkapnya:Pb(s) + PbO2(s) + 2SO4^-2 (aq) + 2 H⁺(aq)---> 2 PbSO4(s) + 2 H2O (l)

Ketika sel ini menghasilkan arus listrik, anode Pb dan katode PbO2

berubah membentuk PbSO4. Ion H+ dari H2SO4 berubah membentuk H2O sehingga konsentrasi H2SO4 akan berkurang. Kemudian sel aki dapat diisi/disetrum kembali, sehingga konsentrasi asam sulfat kembali seperti semula. Proses ini nanti merupakan contoh dalam sel elektrolisis.





Sumber: Infinitecables

Prediksi Reaksi dengan Deret Volta

Memperkirakan berlangsungnya suatu reaksi sudah dijelaskan, yaitu dengan menentukan tanda potensial sel. Jika tanda potensial sel positif, maka reaksi berlangsung dan tanda potensial sel negatif, reaksi tidak berlangsung. Dalam perkiraan berikut ini tidak menggunakan perhitungan, tetapi hanya memperkirakan dari unsur-unsur yang terdapat dalam deret volta.

Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.

Deret Volta:



K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

<-------------------------- ------------------------------------------>

mudah mengalami oksidasi...................................mudah mengalami reduksi

(reduktor)......................................................................(oksidator)



Reaksi perkiraan:

L(s) + M⁺(aq) -->L⁺(aq) + M(s)

Reaksi ini berlangsung dengan syarat logam L terletak di sebelah kiri dari logam M. Reaksi ini disebut juga reaksi pendesakan dalam deret volta dengan pengertian logam L yang bebas (atomik) di sebelah kiri mendesak logam M yang terikat (bentuk ion/garam) di sebelah kanan. Logam L yang mendesak lebih aktif dibanding logam M yang didesak.

Contoh reaksi berlangsung:

Mg(s) + Zn²⁺ (aq)---> Mg²⁺ (aq) + Zn(s)

Ni(s) + Pb(NO3)2(aq)---> Ni(NO3)2(aq) + Pb(s)

Fe(s) + 2 Ag+(aq)---> Fe²⁺(aq) + 2 Ag(s)

NiSO4(aq) + Zn(s) Ni(s) + ZnSO4(aq)

Cu²⁺(aq) + Ca(s)---> Cu(s) + Ca²⁺(aq)

Perhatikan logam bebas (atomik) mendesak logam terikat (bentuk ion/

garam). Dalam deret volta semua logam bebas berada di sebelah kiri logam

terikat. Jika kelima contoh reaksi di atas dihitung potensial selnya, maka

akan bertanda positif.

Contoh reaksi tidak berlangsung:

Ni(s) + Zn²⁺(aq) ..............tidak terjadi reaksi

2 Ag(s) + FeSO4(aq)........ tidak terjadi reaksi

Pb(s) + MnSO4(aq)...........tidak terjadi reaksi

Ni²⁺(aq) + Cu(s)................ tidak terjadi reaksi

ZnSO4(aq) + Sn(s)............ tidak terjadi reaksi

Perhatikan logam bebas (atomik) berada di sebelah kanan logam terikat (bentuk ion/garam) dalam deret volta. Berarti kelima reaksi di atas tidak berlangsung (tidak terjadi reaksi). Jika dihitung potensial sel, maka akan berharga negatif.

Sel Volta

Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia. Reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks (reduksi dan oksidasi) dan alat ini disebut sel volta.

1. Proses

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 penunjuk 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.



Reaksinya dapat digambarkan:

Reaksi oksidasi : Zn ⎯⎯ → Zn²⁺ + 2 e^–

Reaksi reduksi : Cu²⁺+ 2 e^– ⎯⎯ → Cu

__________________________+

Reaksi bersih pada sel : Zn + Cu²⁺ --> Zn²⁺ + Cu



Penulisan dapat disingkat Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ || Cu



2.Elektrode pada Sel Volta

Katode :

- Elektrode di mana terjadi reaksi reduksi, berarti logam Cu.

- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode positif.

Anode :

- Elektrode di mana terjadi reaksi oksidasi, berarti logam Zn.

- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode negatif.



3.Fungsi Jembatan Garam



Dalam larutan ZnSO4 terjadi kenaikan jumlah ion Zn2+ dan dalam larutan

CuSO4 terjadi penurunan jumlah ion Cu²⁺. Sedangkan banyaknya kation (Zn²⁺ atau Cu²⁺) harus setara dengan anion . Untuk menyetarakan kation dan anion, maka ke dalam larutan ZnSO4 masuk anion Cl^– dari jembatangaram sesuai bertambahnya ion Zn²⁺.Pada larutan CuSO4 terjadi kekurangan Cu²⁺ atau dapat disebut terjadi kelebihan ion , maka ion masuk ke jembatan garam menggantikan Cl^– yang masuk ke larutan ZnSO4. Jadi, fungsi jembatan garam adalah menyetarakan kation dan anion dalam larutan.



4. Potensial Elektrode

Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektrode di atas dapat ditentukan besarnya dengan menetapkan potensial elektrode dari Zn dan Cu. Hanya saja potensial elektrode suatu zat tidak mungkin berdiri sendiri, harus ada patokan yang menjadi standar. Sebagai elektrode standar digunakan elektrode hidrogen. Elektrode ini terdiri atas gas hidrogen murni dengan

tekanan 1 atm pada suhu 25 ºC yang dialirkan melalui sepotong platina yang tercelup dalam suatu larutan yang mengandung ion H⁺sebesar 1 mol/liter.

Potensial elektrode hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).

Reaksi:

2 H⁺(aq) + 2 e^– --> H2 (g); ΔH = 0 volt Eº = 0 volt

Menurut perjanjian internasional, jika ada suatu zat ternyata lebih mudah

melakukan reduksi dibanding hidrogen, maka harga potensial elektrodenya

adalah positif. Potensial reduksinya positif.

Cu ²⁺(aq) + 2 e– --->Cu(s); Eº = + 0,34 volt

Ag⁺(aq) + e^– --->Ag(s); Eº = + 0,80 volt



Tetapi jika zat ternyata lebih mudah melakukan reaksi oksidasi dibanding

hidrogen, maka harga potensial elektrodenya adalah negatif. Dalam hal ini

potensial oksidasinya positif, tetapi karena potensial elektrode harus ditulis

reduksi berarti potensial reduksinya adalah negatif.

Zn²⁺(aq) + 2 e^– --->Zn(s); Eº = 0,76 volt

A1³⁺(aq)+ 3 e^– --->A1(s); Eº = 1,76 volt

Jadi, potensial elektrode digambarkan dengan reaksi reduksi.





http://ora24.cafe24.com/Science/Volta.htm



Berikut daftar harga potensial elektrode untuk logam-logam yang penting.

Perhitungan Potensial Sel

Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya.

Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.

E°sel= E°(+)– E°(–)

dengan:

E°(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar)

E°(–)= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)

Perhitungan tidak melibatkan koefisien.



Contoh Soal

1. Diketahui : Cu²⁺ + 2 e^– ⇒Cu E° = – 0,34 V

Ag⁺ + e^– ⇒Ag E° = + 0,80V

Tentukan E^o sel

dari kedua elektrode!

Jawab:

E°Cu lebih negatif dari E°Ag

, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode

Katode : Ag⁺ + e^–⇒Ag E° = + 0,80 V

Anode : Cu ⇒Cu²⁺ + 2 e^– E° = – 0,34 V

_____________________________+

2 Ag⁺ + Cu ⇒2 Ag + Cu ²⁺ E°sel= + 0,46 V



2. Diketahui:

Ag⁺ + e^– ⇒Ag Eº = + 0,80 V

A1³⁺ + 3 e^– ⇒Al Eº = – 1,66V

Tentukan Eº sel dari elektrode Ag dan Al serta tentukan katode dan anode!

Jawab:

E°sel= E°(+) – E°(–)

= E°Ag – E°Al

= (+0,80) – (–1,66)

= +2,46 V

Katode = elektrode positif, cari E° yang lebih positif(E°(+)), yaitu Ag.

Anode = elektrode negatif, cari E° yang lebih negatif (E°(–)), yaitu Al.



3. Diketahui: Fe²⁺ + 2 e^–⇒Fe E° = –0,44 V

A1³⁺ + 3 e⇒Al E° = –1,66 V

a. Tentukan E°sel dari elektrode A1 dan Fe!

b. Tentukan katode dan anode!

c. Bagaimana reaksi sel?

d. Tentukan elektrode yang bertambah dan elektrode yang berkurang!

e. Tentukan larutan ion yang makin pekat dan larutan ion yang makin encer!

Jawab:

E° lebih positif/lebih besar (E°(+))= E°Fe

E° lebih negatif/lebih kecil (E°(–) )= E°Al

a. E sel= E° (+) – E° (–)

= E°Fe – E°Al

= (–0,44) – (–1,66)

= + 1,22 V

b. Katode = E° (+)= besi

Anode = E° (–)= aluminium

c. Reaksi sel

Reaksi reduksi untuk E°(+), yaitu untuk Fe dan reaksi oksidasi untuk E°(–),yaitu untuk Al.

Fe²⁺ + 2 e^-⇒Fe ⇒ × 3

Al⇒A1³⁺ + 3 e^–⇒ × 2

____________________+

3 Fe²⁺ + 2 Al⇒ 3 Fe + 2 Al³⁺





d. Elektrode yang bertambah pada hasil reaksi, yaitu Fe.

Elektrode yang berkurang pada pereaksi, yaitu Al.

e. Larutan ion yang makin pekat pada hasil reaksi, yaitu ion A1³⁺

.Larutan ion yang makin encer pada pereaksi, yaitu ion Fe²⁺



4. Diketahui:

E° Ag⁺/Ag = + 0,80 V

E° Cu²⁺/Cu = + 0,34 V

E° Pb²⁺/Pb = – 0,13 V

E° Fe²⁺/Fe = – 0,44 V

E° Zn²⁺/Zn = – 0,76 V

Manakah dari reaksi sel berikut yang mempunyai potensial sel terbesar?

A. Pb²⁺ /Pb// Zn/Zn²⁺

B. Cu²⁺ /Cu// Fe/Fe²⁺

C. Ag⁺/Ag// Fe/Fe²⁺

D. Ag⁺/Ag// Zn/Zn²⁺

E. Fe²⁺/Fe// Zn/Zn²⁺

Jawab: D

Potensial terbesar terjadi dari potensial reduksi paling positif (EºAg) dengan potensial

reduksi paling negatif (E°Zn) serta reaksi Ag harus reduksi dan reaksi Zn harus oksidasi

Penyetaraan Reaksi Redoks Metode bilangan oksidasi

Metode bilangan oksidasi berdasarkan prinsip bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator. Langkah-
langkah menyetarakan reaksi dengan metode bilangan oksidasi sebagai berikut.
1) Menentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur dalam
persamaan reaksi.
2) Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan
oksidasi.
3) Menentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi unsur
yang mengalami reduksi (oksidator) dan jumlah
pertambahan bilangan oksidasi unsur yang mengalami
oksidasi (reduktor).
4) Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan
oksidasi dengan meletakkan koefisien yang sesuai.
5) Menyetarakan unsur-unsur lainnya mulai dari kation, anion,
hidrogen, dan oksigen (KAHO singkatan dari kation, anion,
hidrogen, dan oksigen).
Contoh soal
Setarakan reaksi redoks berikut.

Jawab
Langkah 1: Tentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur dalam persamaan reaksi.


Langkah 2: Tentukan unsur yang mengalami perubahan
bilangan oksidasi.


Langkah 3: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami reduksi.


Langkah 4: Setarakan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi. Zat yang tereduksi dikalikan 2, sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 5.


Langkah 5: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO.

Kation yang tidak berubah bilangan oksidasinya, yaitu K dan Na sudah setara.
Untuk menyetarakan jumlah atom H, tulis koefisien 3 H2O


Atom O ternyata sudah setara, dengan demikian reaksi tersebut sudah setara.



Jawab
Langkah 1: Tentukan bilangan oksidasi pada setiap unsur.


Langkah 2: Tentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

Langkah 3: Tentukan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari unsur yang mengalami reduksi.

Langkah 4: Setarakan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
 Untuk menyetarakan perubahan bilangan oksidasi, zat yang tereduksi dikalikan 1, sedangkan zat yang teroksidasi dikalikan 5.


Langkah 5: Setarakan muatan.
Dalam suasana asam menyetarakan muatan pada ruas kiri dan ruas kanan dengan penambahan ion H⁺. Muatan di ruas kiri adalah +9, sedangkan muatan diruas kanan adalah +17 sehingga pada ruas kiri ditambahkan 8H⁺.

Langkah 6: Setarakan unsur lainnya dalam urutan KAHO.

Untuk menyetarakan atom H dilakukan penambahan H2O di ruas kanan sebanyak setengah dari H⁺ .

Atom O ternyata sudah setara, dengan demikian reaksi tersebut sudah setara.

Penerapan Reaksi Redoks

1. Reaksi Redoks pada Pengolahan Logam
Pada pemekatan biji logam dari batu karangbaik secara fisika maupun kimia kemudian di pekatkan menjadi bijih
Pekat . Bijih pekat tersebut direduksi dengan zat pereduksi yang paling tepat.
3C_(S) + 4Al³⁺_(l) + 6O^-2_(l) → 4Al _(l) + 3CO₂
................l_______________l
.....................reduksi
2. Reaksi Redoks pada penyambungan Besi
Rel-rel dilas dengan proses termit . Campuran aluminium dan besi oksida disulut untuk untuk reaksi redoks dan panas yang dihasilkan dapat melumerkan permukaan rel.
Reaksi : 2Al_(s) + Fe₂O_3(S) → 2Fe_(s) + Al₂O_3(S)
3. Reaksi Redoks pada Sel Aki
Pb_(s) + PbO_2(aq) + 2HSO₄^-2_(aq) +2H⁺_(aq) → 2PbSO_4(S) + 2H₂O_(l)





4.Reaksi redoks pada Baterai (sel Leclanche)



Zn _(s) + 2NH₄⁺_(aq) + 2MnO_2(S) → Zn²⁺_(aq) + Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + H₂O_(l)

5. Reaksi Redoks Pada Pengolahan Air Limbah
a. Penerapan Konsep Elektrolit
Limbah yang mengandung logam berat (Hg⁺², Pb⁺², Cd⁺², dan Ca ²⁺) direaksikan dengan elektrolit yang mengandung anion (SO4^-2) yang dapat mengendapkan ion logam sehingga air limbah bebas dari air limbah
Pb⁺²_{(aq )}+ SO4^-2 _(aq) → PbSO_4(S)
b. Pengolahan Limbah dengan Lumpur Aktif
Lumpur aktif mengandung bakteri-bakteri aerob yang berfungsi sebagai oksidator bahan organik tanpa menggunakan oksigen terlarut dalam air sehingga harga BOD dapat dikurangi. Zat-zat organik dioksidasi menjadi CO2,H2O, NH⁴⁺ dan sel biomassa baru. Proses lumpur aktif berlangsung di tangki aerasi. Dikolam tersebut berlangsung proses oksidasi limbah organik (karbohidrat, protein, minyak). Hasil oksidasi senyawa-senyawa organic adalah CO2, H2O,sulfat, nitrat, dan fosfat. Oksigen yang diperoleh untuk olsidasi diperoleh dari proses fotosintesa alga yang hidup ditangki aerasi


Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks
Penerapan Reaksi Redoks

Tata Nama Senyawa Redoks

Tata nama berdasarkan IUPAC
1. Senyawa Ion Biner (Logam goi IA dan IIA + nonlogam + ida)
KCl = Kalium klorida
Na2O = Natrium oksida
MgBr2 = Magnesium bromida

2. Senyawa Ion Biner ( Logam+ bilangan oksidasi logam+ nonlogam + ida)
FeO = Besi (II) oksida / Fero klorida
FeCl3 = Besi (III) klorida / Feri klorida
CuCl = Tembaga (I) klorida
CuO = Tembaga (II) oksida

3. Senyawa Kovalen ( jumlah atom + nonlogam + jumlah atom + nonlogam)
N2O5 = dinitrogen pentaoksida / nitrogen (v) oksida
NO = nitrogen monoksida / nitrogen (II) oksida
SO2 = sulfur dioksida / belerang (IV) oksida
Cl2O3 = dikloro trioksida / klor (III) oksida

Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks
Penerapan Reaksi Redoks

Reduktor dan Oksidator

Beberapa hal yang penting diperhatikan :
1. Reaksi redoks adalah reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi
2. Jika dalam suatu reaksi terlibat suatu unsur (bilangan oksidasi nol) baik sebagai pereaksi maupun hasil reaksi maka boleh dipastikan reaksi itu adalah reaksi redoks
3. Jika dalam suatu reaksi tidak terdapat perubahan bilangan oksidasi (semua atom memiliki bilangan oksidasi tetap) maka reaksi itu bukan reaksi redoks perhatikan reaksi.
H2SO4 + 2NaOH ---->Na2SO4 + 2H2O
Reaksi ini bukan redoks sebab bilangan oksidasi atom-atomnya tidak ada yang berubah : yaitu H tetap +1, S tetap +6, O tetap-2 dan Na tetap +1
Contoh lain reaksi yang bukan reaksi redoks
SO2 + NaOH ---->NaHSO3
2Ag⁺ + CrO4^2- --->Ag2CrO4


Contoh soal .1:
Tentukan reduktor dan oksidator pada reaksi berikut!
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + H20 + Cl2
Jawab.
+4 -4=0 ............+2 -2=0
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + H20 +.Cl2
+4 -2..... +1 -1.. +2 +1.....+1-2 .....0
l____________l........................... .
reduksi.........l_______________l
........................oksidasi

Reduktor : HCl ......Hasil oksidasi : Cl2
Oksidator: MnO2 ..Hasil reduksi : MnCl2

Untuk menentukan reduktor dan oksidator dalam suatu reaksi ,tahap-tahapnya adalah:
1. Dibawah unsur ditulis bilangan oksidasinya.Tulis bilangan oksidasi yang diketahui dahulu. Jika belum diketahui dibantu dengan perhitungan di atasnya.
2. Menentukan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Dari soal diatas Mn mengalami perubahan biloks dari +4 menjadi +2 (penurunan biloks) . Mn pada MnO2 mengalami reduksi , sehingga MnO2 merupakan oksidator. Cl mengalami perubahan biloks juga dari -1 menjadi o (kenaikan biloks). Cl pada HCl mengalami oksidasi, sehingga HCl merupakan reduktor.
Contoh soal 2:
+6 -6=0 .........+2-2=0 ...........+4-4=0
Fe2O3 ..+ .......3CO → 2Fe + ..3CO2
+3 -2 ..............+2-2.....0.........+4-2
l_________________l
reduksi..............l___________l
.............................oksidasi
Reduktor : CO ...........Hasil oksidasi : CO2
Oksidator : Fe2O3 ....Hasil reduksi : Fe

Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks
Penerapan Reaksi Redoks

Penentuan Bilangan Oksidasi (biloks)

Untuk memudahkan kita dalam mengetahui reduktor (zat yang mengalami oksidasi) dan oksidator (zat yang mengalami reduksi), maka kepada masing-masing atom diberikan suatu harga yang disebut bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi.
Bilangan oksidasi didefinisikan sebagai muatan yang dimiliki suatu atom jika elektron diberikan kepada atom lain yang keelektronegatifannya lebih besar.
Untuk menentukan bilangan oksidasi berbagai atom unsur dalam senyawanya disusun aturan sebagai berikut :
1. Unsur bebas seperti Cu,Fe, Ag,Na mempunyai biloks = 0
2. Molekul bebas seperti H2,N2,O2,Cl2 mempunyai biloks = 0
3. Senyawa seperti NaCl, CuO, KOH mempunyai biloks = 0
4. Ion tunggal mempunyai biloks sesuai muatannya seperti
Cu⁺² = +2, Cl^- = -1, S^-2 = -2,
Ca⁺² = 2,Na⁺ = +1
5. Ion poliatomik mempunyai biloks sesuai muatannya,
SO4^-2 = -2, NH4⁺ = +1
6. Gol I A = +1 yaitu Li, Na,K, Rb,Cs,Fr dalam senyawa ,misalnya K dalam K2O = +1
Gol II A = +2 yaitu Be, Mg, Ca, Sr,Ba,Ra dalam senyawa, misalnya Ca dalam CaO = +2
Gol IIIA = +3 misalnya Al dalam Al2O3
Gol VIIA = -1 yaitu F, Cl,Br, I, misalnya Br pada NaBr.
7. Biloks Hidrogen (H) pada umumnya +1 misalnya H dalam HCl,H2O,NH3.Kecuali H = -1 pada NaH, BaH2
8. Biloks Oksigen (O) umumya -2 misalya O dalam CO2 dan H2O . Kecuali O = -1 dalam H2O2 dan O = + 2 dalam OF2

Contoh soal
Tentukan bilangan oksidasi dari unsur yang digarisbawahi:
1) H2SO4......... 3) Cr2O7^-2
2) NaClO3........ 4) MnCl2
Jawab
1) Bo. H = +1, bo. O= -2
H2SO4 = 0
2. bo. H + bo S + 4.bo. O = 0
2(+1) + bo. S + 4 (-2) = 0
2 + bo. S -8= 0
bo. S = +6
2) bo. Na = +1, bo.O =-2
NaClO3 = 0
bo. Na + bo. Cl+ 3bo.O = 0
(+1) + bo. Cl + 3 (-2)= 0
(+1) + bo. Cl -6 = 0
bo. Cl = 6-1
bo. Cl = +5
3) bo. O = -2
Cr2O7^-2 = -2
2bo. Cr + 7 bo. O = -2
2bo. Cr + 7(-2) = -2
2bo. Cr -14 = -2
2bo. Cr = -2+14
2bo. Cr = 12
bo. Cr = +6
4) Cl = -1
MnCl2 =0
bo. Mn + 2bo.Cl = 0
bo. Mn + 2(-1) = 0
bo. Mn - 2= 0
bo. Mn = +2

Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks

Konsep Oksidasi-Reduksi

Dalam kehidupan sehari-hari sering ditemui reaksi kimia yang dapat digolongkan dalam reaksi oksidasi, reaksi reduksi maupun reaksi oksidasi-reduksi (redoks), misalnya pembakaran, perkaratan, pengolahan logam dari bijinya.

Berdasar perkembangannya, konsep oksidasi-reduksi dijelaskan dari beberapa hal berikut :
1. Penggabungan dan Pengeluaran Oksigen
Jika sepotong besi diletakkan di udara terbuka, lama kelamaan logam itu berkarat. Reaksi perkaratan besi
berlangsung sebagai berikut :
4Fe(s) + 3O₂(g) ------> 2Fe2O3
Pada peristiwa perkaratan, besi bereaksi dengan oksigen. Kita katakan besi mengalami oksidasi. Kata “oksidasi”
secara karafiah berarti “ Pengoksigenan ”. karat besi adalah oksida dengan rumus Fe2O3, sebagaimana bijih besi
pada kulit bumi, pada industri logam bijih besi diolah menjadi besi murni menurut reaksi berikut ini :
Fe2O3(s) + 3CO(g) ------> 2Fe(s) + 3CO2 (g)
Pada pembuatan besi murni, terjadi pengeluaran atau pengurangan oksigen dari bijih besi (Fe2O3). Kita katakan, Fe2O3 mengalami reduksi. Kata reduksi secara harafiah berarti “pengurangan”. Jadi : Oksidasi adalah peristiwa penggabungan pada persamaan reaksi berikut :
2Cu + O2 ----> 2CuO
2Fe + O2 ----> 2FeO
4Fe + 3O2 ----> 2Fe2O3
Reduksi adalah proses pengambilan atau pengeluaran oksigen dari suatu zat.
2FeO + C ----> 2Fe + CO2
CuO + H2 ----> Cu + H2O

2. Pelepasan dan Penangkapan Elektron
Pada peristiwa oksidasi Fe menjadi Fe2O3, atom Fe melepaskan elektron menjadi ion Fe3+. Jadi pengertian oksidasi dapat diperluas menjadi pelepasan elektron. Sebaliknya pada peristiwa reduksi Fe2O3 menjadi Fe, ion Fe³⁺ menangkap elektron menjadi atom Fe.
Maka pengertian reduksi juga dapat diperluas menjadi peristiwa penangkapan elektron.
Dengan pengertian yang lebih luas ini, konsep oksidasi dan reduksi tidaklah terbatas pada reaksi-reaksi yang melibatkan oksigen saja.
Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.
Contoh reaksi oksidasi :
Na ----> Na⁺ + e
Zn ----> Zn²⁺ + 2e
Fe²⁺ ----> Fe³+ + e
S^2- ---- >S + 2e
Reduksi adalah reaksi penerimaan atau penangkapan elektron.
Contoh reaksi reduksi :
K⁺ + e ---- >K
Cu²⁺ + 2e ---->Cu
Co³⁺ + e----> Co²⁺
Cl₂ + 2e ---->2Cl^-

Pada reaksi oksidasi, elektron berada di ruas kanan
Pada reaksi reduksi, elektron berada di ruas kiri

Perlu diingat bahwa “ melepaskan elektron “ berarti memberikan elektron kepada atom lain. Sedangkan “menangkap elektron” berarti menerima elektron dari atom lain. Jadi peristiwa oksidasi suatu atom selalu disertai oleh peristiwa reduksi atom yang lain. Sebagai contoh, kita lihat reaksi oksidasi
Zn----> Zn²⁺ + e
Reaksi ini harus mempunyai pasangan berupa reaksi reduksi agar jelas kepada siapa elektron itu diberikan, misalnya :
Cu²⁺ + 2e ---->Cu
Dengan demikian, kedua reaksi diatas masing-masing baru merupakan setengah reaksi, sedangkan reaksi lengkapnya adalah :
Zn + Cu²⁺ ---->Zn²⁺ + Cu
Reaksi lengkap ini disebut reaksi redoks (singkatan dari reduksi-oksidasi) sebab mengandung dua peristiwa sekaligus : Zn teroksidasi menjadi Zn²⁺ dan Cu²⁺ tereduksi menjadi Cu.
Zat yang mengalami oksidasi (melepaskan elektron) disebut reduktor (pereduksi), sebab ia menyebabkan zat lain mengalami reduksi, sebaliknya zat yang mengalami reduksi disebut oksidator (pengoksidasi).
Pada contoh reaksi diatas Zn merupakan reduktor, sedangkan Cu²⁺merupakan oksidator.

Reduktor = Zat yang mengalami oksidasi
Oksidator = Zat yang mengalami reduksi

3. Oksidasi-Reduksi Berdasarkan Bilangan Oksidasi
Oksidasi = Penambahan (naiknya) bilangan oksidasi
Reduksi = Pengurangan (turunnya) bilangan oksidasi
Bilangan oksidasi : bilangan yang menunjukkan kemampuan atom dalam mengikat atau melepas elektron
Contoh :
Fe2O3(s) + ....3CO(g)→ 2Fe(s) +..3CO2(g)
+3..................+2............0..........+4
l_________________l
reduksi........... l_____________l
...........................oksidasi

Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks
Penerapan Reaksi Redoks