REAKSI REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

ACARA V
REAKSI REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

A.PELAKSANAAN PRAKTIKUM
Tujuan Praktikum :
-Mengamati terjadinya reaksi redoks.
-Untuk mempelajari sel elektrokimia, dalam hal ini megamati terjadinya elektrolisis.
Waktu Praktikum :
Kamis, 3 Mei 2012
Tempat Praktikum :
Laboraotium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas MIPa, Universitas Mataram.

B.LANDASAN TEORI
Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelapasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi.
Contoh reaksi reduksi:

Cu2(aq) + 2e- Cu(s)

Contoh reaksi oksidasi:

Zn(s) Zn(aq) + 2e-

Setiap reaksi redoks merupakan pasangan reaksi reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Jadi, reaksi redoks adalah reaksi yang di dalamnya terjadi serah terima elektron antarzat, atau reaksi yang disertai dengan perubahan bilangan oksidasi unsur. Contoh reaksi redoks sebagai berikut (Sutresna, 2007: 42):

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Zn(s) Zn(aq) + 2e-
Cu2+ (aq)+ Zn(s) Cu(s) +Zn2+ (aq)

Reaksi autoredoks atau reaksi disproporsionasi adalah reaksi ketika suatu zat mengalami reaksi reduksi dan reaksi oksidasi secara serentak. Contoh reaksi autoredoks sebagai berikut.
Perhatikan bahwa gas klorin (Cl2) mengalami perubahan bilangan oksidasi dari 0 menjadi -1 dan +1 (Sutresna, 2008: 48).
Elektrokimia adalah cabang ulmu kimia yang berkenaan dengan interkonversi energi listrik dan energi kimia. Proses elektrokimia adalah reaksi redoks (oksidasi-reduksi) dimana dalam reaksi ini energi yang dilepas oleh reaksi spontan diubah menjadi listrik atau dimana energi listrik digunakan agar reaksi yang nonspontan bisa terjadi. Dalam reakdi redoks, elektron-elekron ditransfer dari satu zat ke zat lain. Reaksi antar logam magnesium dan asam klorida meerupakan satu contoh reaksi redoks:
Ingat bahwa angka yag ditulis di atas unsur adalah bilangan oksidasi dari unsur tersebut. Dilepasnya elektron oleh suatu unsur selama oksidasi ditandai dengan meningkatnya bilangan oksidasi unsur itu. Dalam reduksi, terjadi penuruna bilangan oksidasi karena diperolehnya elektron oleh unsur tersebut. Dalam reaksi yang ditunjukan disini, logam Mg dioksidasi dan ion H+ direduksi; ion Cl- adalah ion pengamat (Chang, 2005: 194).
Senyawa-senyawa yang memiliki kamampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia penerima elektron, ia juga disebut penerima elektron. Oksidator biasanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi tinggi seperti H2O2, MnO4-, CrO3, atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendaptkan satu atau dua e- yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa misalnya O2 (Wijayanti, 2009).

C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat-alat praktikum
– Corong
– Dongkrak
– Elektroda
– Gelas ukur 25 ml
– Klem
– Mistar
– Penjepit tabung reaksi
– Pembakar spiritus
– Pipa U
– Pipet tetes
– Power supply
– Rak tabung reaksi
– Statif
– Stopwatch
– Spatula
– Tabung reaksi
2. Bahan-bahan praktikum
– Bubuk MnO2
– Korek api
– Larutan amilum (kanji)
– Larutan H202 0,1 M
– Larutan KI 0,1 M
– Larutan KI 0,2 M
– Larutan ZnSO4 0,5 M
– Larutan H2SO4 1 M
– Larutan CuSO4 0,5 M
– Larutan FeCl3 0,1 M
– Larutan CHCl3
– Larutan indicator pp (fenolftalein)
– Logam Cu
– Logam Zn
– Tissue

D. PROSEDUR PERCOBAAN
1. Beberapa reaksi redoks
a. Dimasukkan 2 ml larutan CuSO4 0,5 M kedalam tabung reaksi. Kemudian ditambahkan logam Zn dan dibiarkan beberapa menit. Kemudian dicatat apa yang terjadi.
b. Dimasukkan 2 ml ZnSO4 kedalam tabung reaksi. Kemudian ditambahkan logam Cu. Dicatat apa yang terjadi.
c. Reaksi disproposionasi kepada 10 tetes larutan H202 0,1 M, lalu ditambahkan bubuk MnO2 untuk mengkatalis reaksi disproposionasi. Diamati apa yang terjadi.
d. Kedalam 5 tetes larutan H202 0,1 M ditambahkan 5 tetes larutan H2SO4 1 M dan 10 tetes larutan KI 0,1 M serta ditambahkan satu tetes larutan amilum. Diamati apa yang terjadi.
e. Dicampurkan 5 tetes larutan FeCl3 0,1 M dan 10 tetes larutan H2SO4 1 M serta 10 tetes larutan KI 0,1 M. Dipanaskan sebentar dan ditambahkan 1 tetes larutan amilum. Diamati apa yang terjadi.
2. Elektrolisis larutan KI
a. Larutan KI 0,2 M dimasukkan kedalam pipa U sampai 2 cm dari mulut tabung.
b. Elektroda dipasang dan dihubungkan dengan sumber arus 6 volt selama 5 menit, kemudian arus tersebut diputuskan.
c. Semua perubahan yang terjadi pada ruang anoda dan katoda dicatat.
d. Sebanyak 2 ml larutan diambil dari ruang katoda dengan pipet tetes dan ditambahkan beberapa tetes larutan indicator fenolftalein (pp), lalu ditambahkan 2 ml larutan FeCl3 0,1 M.
e. Sebanyak 2 ml larutan diambil dari ruang anoda, ditambahkan 1 ml larutan CHCl3 kemudian dikocok, lalu diperhatikan lapisan CHCl3.
f. Dicatat hasil yang diperoleh dan ditulis persamaannya.

E. HASIL PEMGAMATAN
(Terlampir).

F. ANALISIS DATA
– Beberapa Reaksi
1. Reaksi antara larutan CuSO4 0,5m dengan logam Zn
Zn(s) + CuSO4 (aq) ZnSO4 (aq) + Cu(s)
CuSO4(aq) Cu2+(aq) + SO42-
Reduksi : Cu2+ + 2e Cu Eo = + 0,340 V
Oksidasi : Zn Zn2+ + 2e Eo = + 0,761 V +
Redoks : Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Eo = + 1,101 V
… Eo positif, sehingga reaksi berlangsung spontan.

2. Reaksi antara logam Cu dengan larutan ZnSO4 0,5 M
Cu + ZnSO4
ZnSO4 Zn2+ + SO42-
Reduksi : Zn2+ + 2e Zn Eo = -0,76 V
Oksidasi : Cu Cu2+ + 2e Eo = -0,34 V +
Redoks : Zn2+ + Cu Zn + Cu2+ Eo = -1,1 V
… Eo negatif, sehingga tidak terjadi reaksi

3. Reaksi antara bubuk MnO2 dengan larutan H2O2 0,1 M
MnO2 sebagai katalis reraksi disproposionasi
2H2O MnO2 2H2O + O2
Reduksi : H2O2 + 2e + 2H+ 2H2O Eo = + 1,77 V
Oksidasi : H2O O2 + 2e + 2H+ Eo = – 0,68 V +
Redoks : 2H2O2 O2 + 2H2O Eo = +1,09 V
… Eo positif, sehingga reaksi berlangsung spontan.

4. Reaksi antara larut H2O2 0,1M, H2SO4 1m dengan larutan KI 0,1 M
H2O2 + H2SO4 + KI K2SO4 + HI
H2O2 H2SO4 H2
SO42+ + 2KI K2SO4 + I2
Reduksi : S2O43- + 2e 2SO42- Eo = +2,01 V
Oksidasi : 2I- I2 + 2e Eo = -0,54 V +
Redoks : S2O43- + 2I- 2SO42- + I2 Eo = +1,47 V
… Eo positif, sehingga reaksi berlangsung spontan.

5. Reaksi antara larutan FeCl3 0,1 M, larutan H2SO4 1 M dengan larutan KI 0,1 M
2FeCl3 + 2H2SO4 + 6KI 2FeSO4 + 6KCl + 4HS + I2
Reduksi : 6Fe3+ + 6E 6Fe2+ Eo = +0,77 V
Oksidasi : 6I- 3I2 + 6e Eo = -0,54 V +
Redoks : 6Fe3+ + 6I- 3I2 + 6Fe2+ Eo = +0,23 V
… Eo positif, sehingga reaksi berlangsung spontan.

– Elektrolisis larutan KI
KI + H2SO4 + PP K2SO4 + 2HI
Katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2 Eo = – 0,83 V
Anoda : 2I- I2 + 2e Eo = – 0,54
2H2O + 2I- H2 + 2OH- + I2 Eo = – 1,37
• Larutan yang diambil dari katoda, maka reaksinya :
3OH- + FeCl3 Fe(OH)3 + 3Cl-
• Larutan yang diambil dari anoda, maka reaksinya :
3I2 + CHCl3

G. PEMBAHASAN
Pada praktikum kali ini, kita membahas tentang reaksi redoks dan elektrolisis KI yang bertujuan untuk mengamati terjadinya reaksi redoks dan mempelajari tentang elektrolisis.
Pada percobaan pertama yaitu reaksi redoks. Pada percobaan ini larutan CuSO4 berwarna biru ditambahkan dengan logam Zn sebanyak dua butir. Warna larutannya berubah menjadi abu kehitaman dan logam Zn larut dan teras panas. Di analisai data yang dilakukan kita dapat bahwa nilai E0sel dari campuran larutan CuSO4 + logam Zn bernilai positif yaitu +110 V yang artinya reaksi berlangsung secara spontan. Hal ini juga disebabkan karena logam seng (Zn) dari ion Cu2+ mempunyai posisi yang memungkinkan terjadinya reaksi pendesakkan logam yang bersifat spontan. Seng (Zn) terletak di sebelah kiri Cu dalam deret volta sehingga mampu mereduksi Cu2+ menjadi Cu. Pad tabunng reaksi lainnnya logam Cu dicampurkan dengan larutran ZnSO4 dimana warna dari ZnSO4 adalah bening. Reaks antar larutan ZnSO4 dan logam Cu tidak menujukkan adanya perubahan dan melalui analisis data didapat bahwa E0sel bernilai negatif yaitu -110 V yang artinya reaksib berlangsung tidak spontan. Pada tabung reaksi lainnya direaksikan antara larutan hidrogen peroksida (H2O2) dan MnO2. Pada reaksi ini terlihat adanya sedikit gelembung dan warna dari campuran abu kehitman. Adanya gelembung ini jika dilihat dari analisis data menunjukan adanya reaksi redoks. Pada tabung reaksi lainnya, yaitu reaksi antara FeCl3 yang berwarna kuning dan H2SO4 berwarna bening. Hasil dari reaksi ini menyebabkan larutan berubah warna menjadi bening dan setelah ditambahkan KI warnanya berubah menjadi kuning tua, hal ini karena adanya reaksi redoks. Kemudian setelah dilakukan pemanasan warnanya menjadi cokelat dan setalah ditambahkan kanji keamudian dipanaskan lagi waran hitam setalah penambahan larutan kanji kembali menjadi bening. Terlihat pula uap berawarna hitam, uap ini adalah uap larutan kanji, karena sifat dari larutan kanji yang resisten terhadap panas.
Pada percobaan yang kedua yaitu tentang elektrolisis KI. Elaktrolisis merupakan kabalikan dari sel volta. Pada sel elektrolisis kutub + adalah anoda dan kutub adalah katoda. Pada elektrolisis KI terjadi reaksi denga persamaan reaksi:
Pada ion I- mengalami oksidasi menjadi I2 yang mengendap dan perubahan warnanya menjadi cokelat kemerahan disekitar anoda sedangkan pada katoda mengalami reduksi bukanlah kation K+, melainkan air (H2O) yang mmengalami reduksi karena air memiliki kemampuan menyerap elektron lebih besar dari pada ion K+, yaitu E0H2O = 0,83 V, dan E0K = -2,92 V. Pada katoda terlihat adanya gelembung udara, hal tersebut terjadi karena H2O tereduksi membentuk gas H2 dan ion OH-. Pada larutan di katoda setalah ditambahkan dengan indikator fenolftalein dan larutan FeCl3 akan terjadi reaksi seperti perssamaan:
Perubahan wana pada saat penambahan indikator PP dari bening menjadi merah muda kemudian ditambahkan FeCl3 warnanya menjadi cokelat. Pada katoda menunjukkan perubahn warna menjadi merah muda karena aadanya senyawa basa Fe(OH)3. Kemudian hal ini menyebabkan kloroform tidak bersatu karena sifat kepolaran dari larutan tersebut.

H. KESIMPULAN
– Reaksi redoks ditandai dengan perubahan biloks.
– Perubahan warna pada suatu campuran larutan berarti terjadi reaksi.
– Nilai E0 positif berarti reaksi berlangsung spontan.
– Nilai E0 negatif berarti reaksi berlangsung nonspontan.
– Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, proses reduksi terjadi di katoda (-) dan oksidasi terjadi di anoda (+).
– Senyawa yang sejenis/segolongan sukar untuk beraksi bahkan tidak bereaksi sama sekali.

6 thoughts on “REAKSI REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s