sifat koligatif larutan

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Sifat Koligatif

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi

hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dalam larutan.

Satuan konsentrasi yang digunakan dalam perhitungan sifat koligatif :

1. Molaritas (M)

Adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap liter larutan (mol L-1)

Rumusnya :

M=1000mL

xgrMr

gr = massa zat terlarut (gram)

Mr = massa molekul relatif (gr/mol)

2. Molalitas (m) (mol kg-1)

Adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap kg pelarut.

Rumusnya :

M= grMr

x1000P (gr )

gr = massa zat terlarut (gram)

Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

5. Penurunan tekanan uap (P)

6. Penurunan titik beku (Tf)

7. Kenaikan titik didih (Tb)

8. Tekanan osmotik ()




4. Tekanan osmotik ()

P = massa pelarut (gram)

Mr = massa molekul relatif (gr/mol)

3. Fraksi Mol (X)

Adalah banyaknya mol suatu komponen dalam larutan dibagi banyaknya mol seluruhnya.

Rumusnya :

Fraksi mol A (XA) = nA

nA+nB

Fraksi mol A (XA) = nA

nA+nB

Ket :

XA = fraksi mol zat terlarut

nA = mol zat terlarut

XB = fraksi mol pelarut

nB = mol pelarut

Contoh soal :

1) Sebanyak 49 gr H2SO4 dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL.

Hitunglah molaritas larutan!

2) Berapakah molalitas larutan yang dibuat dengan melarutkan 0,6 gr Urea CO(NH2)2

dalam 100 gr air!

3) Tentukan fraksi mol zat terlarut dan pelarut jika ke dalam 90 gr air dilarutkan 15 gr

asam cuka CH3COOH!

Jawaban :

1) Mr = ( 2 . Ar H ) + ( 1 . Ar S ) + ( 4 . Ar O )

= ( 2 . 1 ) + ( 32 ) + (4 . 16)

= 2 + 32 + 64 = 98

M = grMr

x1000mL

= 4998

x1000500

=4998

x2 = 0,5 x 2 = 1 mol/L

2) Dik : gr = 0,6 gr

P = 100 gr

Dit : M

Jawab :

Mr = (1 . Ar C) + (1 . Ar O) + (2 . Ar N) + (4 . Ar H)

= 12 + 16 + (2 . 14) + 4

= 28 + 28 + 4

= 60

m = grMr

x1000P

= 0.660

x1000100

= 0,01 x 10 = 0,1 mol / kg

3) Dik : MB = 90 gr

MA = 15 gr

Dit : XA dan XB

Jawab :

nB = grMr

=9018

= 5 mol mr = (2 Ar H) + 1 Ar O)

= 2 + 16 = 18

nA = grMr

=1560

= 0,25 mol mr = (2 Ar C) + (2 Ar O) + 4 Ar H)

= (2 . 2 ) + (2 . 16 ) + ( 4 ) = 60

XA = nA

nA+nB= 0,25

0,25+5=0,25

5,25 = 0,047 = 0,05

XB = nB

nB+nA

= 55+0,25

= 45,25

= 0,95

4. Persen Massa (% Massa)

Adalah jumlah gram zat terlarut dalam 100 gram larutan.

% massa = gram zat terlarutgram larutan

x100 %

Contoh :

Dik : Massa H2SO4 = 49 gram

Massa pelarut H2O = 931 gram

Dit : a. % mol H2SO4

b. % mol H2O

Jawab : Mr H2SO4 = (2 Ar H) + (1 Ar S) + (4 Ar O)

= (2 . 1) + (1 . 32) + ( 4 . 16)

= 2 + 32 + 64 = 98

Mol = grMr

=4998

=0,5

Mr H2O = (2 Ar H) + (1 Ar O)

= (2 . 1) + (1 . 16)

= 2 + 16 = 18

Mol = grMr

=93118

=51,7

a. % mol H2SO4 = mol H 2SO4

mol H 2SO4+mol H 2Ox100 %

= 0,5

0,5+51,7x 100 % =

0,552,2

x100 %

= 0,0095 x 100% = 0,95%

b. % mol H2O = mol H 2O

mol H 2O+mol H 2SO4

x100 %

= 51,7

51,7+0,5x 100 % =

51,752,2

x 100 %

= 0,9905 x 100% = 99,05%

I. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN NON-ELEKTROLIT

Merupakan sifat koligatif yang dimiliki oleh larutan yang zat terlarutnya tidak terurai

menjadi ion-ion. Jadi sifat koligatif larutan non elektrolit sangat dipengaruhi oleh

jumlah zat terlarut yang ada dalam larutan.

Sifat koligatif larutan dapat dihitung melalui 4 rumus sebagai berikut :


Tekanan uap jenuh (P) merupakan tekanan uap tertinggi suatu zat pada suhu

tertentu. Semakin mudah zat menguap semakin tinggi tekanan uap jenuhnya atau

sebaliknya.

Rumus : P = Po – P

Ket : P = penurunan tekanan uap jenuh (cmHg)

Po = tekanan uap jenuh pelarut

# P = Po . XA

P = XB . Po


XB = fraksi mol zat pelarut


# Tf = M . Kf

# Tf = Tf pelarut – Tf larutan

Ket : Tf = titik beku (oC)

Tf = penurunan titik beku larutan (oC)

m = molalitas (m)

Kf = ketetapan penurunan titik beku molal (oC / m)


# Tb = m . Kb

# Tb = Tb larutan – Tb pelarut

Ket : Tb = titik didih (oC)

Tb = kenaikan titik didih larutan (oC)

m = molalitas (m)

Kf = ketetapan kenaikan titik didih molal (oC / m)

Pengertian Penurunan Titik Beku ( Tb)

penurunan titik beku disebabkan oleh penambahan zat terlarut non folatil

(tidak mudah menguap ke dalam suatu pelarut)

Pengertian Kenaikan Titik Didih ( Tf)

kenaikan titik didih disebabkan oleh penambahan zat terlarut non folatil (tidak

mudah menguap ke dalam suatu pelarut)

Titik didih adalah tekanan uap = tekanan luar.

4. Tekanan osmotik ( )

Adalah proses merembesnya pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang

lebih pekat (peristiwa osmosis)

Rumus : = R . M . T

Ket : = tekanan osmotik (atm)

M = Molaritas (mol/L-1)

R = tetapan gas (0,082)

T = suhu (K)

Contoh soal :

1. Tekanan uap pada temperatur 18oC sebesar 15,5 cmHg. Jika glukosa sebanyak

36 gram (Mr = 180) dilarutkan ke dalam 14,4 gram air (Mr = 18). Tentukanlah

penurunan tekanan uap jenuh larutan pada temperatur tersebut!

2. Apabila sukrosa (Mr = 342) sebanyak 6,84 gram dilarutkan ke dalam 100 mL

air, tentukanlah !

a. Penurunan titik beku larutan

b. Kenaikan titik didih larutan

(Kb air = 0,52oC/m, Kf air = 1,86 oC/m, = 1 gram / ml)

3. Tentukan besarnya tekanan osmotik 5 gram zat x (Mr = 492) dalam 500 ml

larutan pada suhu 27oC (300 K)! (R = 0,082)

Jawaban :

1. Dik : Po = 15,5 mmHg

mglukosa = 36 gram

Mr = 180

mair = 14,4 gram

Mr = 18

Dit P ?

Jawab:

Mol glukosa = grMr

= 36180

=15

= 0,2 mol

Mol air = grMr

=14,418

=¿ 0,8 mol

XA = mol glukosa

mol glukosa+molair= 0,2

0,2+0,8=0,2

1=0,2

2. Dik : Mr = 342

msukrosa = 6,84 gram

Vair = 100 ml

Kb air = 0,52 oC/m

Kf air = 1,86 oC/m

= 1 gram / ml

Dit : a. Tb

b. Tf

Jawab

a. m = grMr

x1000P

= 6,84342

x1000100

= 68,4342

= 0,2 m

P = . V

= 1 . 100 = 100 gram

Tb = m . Kb

= 0,2 . 0,52

= 0,104 oC

b. Tf = m . Kf

= 0,2 . 1,86

= 0,1372 oC

3. Dik : Mx = 5 gr

Mr = 492

V = 500 mL

T = 27oC + 273 = 300 K

R = 0,082

Dit :

Jawab : M = grMr

x1000V

= 5

492x

1000500

= 0,02 M

= M . R . T

= 0,02 . 0,082 . 300

= 0,492 atm

II. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Merupakan sifat koligatif yang dimiliki oleh larutan yang zat terlarutnya dapat

terionisasi atau terurai menjadi ion-ion. Larutan elektrolit meliputi : asam, basa dan

garam.

Jacobus Henricus Van't Haff mengoreksi H Raoult agar sesuai untuk larutan

elektrolit. H. Raoult kemudian dikalikan dengan suatu faktor yang diberi lambang i

dan disebut faktor Vant Haff.

i = { i + (n – 1) }

Ket : n = jumlah (ion) dari larutan elektrolit

= derajat ionisasi / disosiasi

= jumlahmol zat terionisasi

jumlahmol zat yangdilarutkan

# Penurunan tekanan uap (P)

P = Po . XA . i

Atau

P = Po . XA . { 1 + (n – 1) }

Ket : i = faktor Vant Hoff


Po = tekanan jenuh pelarut murni (cmHg)

P = penurunan tekanan uap jenuh (cmHg)

# Penurunan titik beku (Tf)

Tf = m . Kf . i

Atau

Tf = m . Kf . { 1 + (n – 1) }

Ket : Tf = penurunan titik beku larutan (oC)

m = molalitas (m)

Kf = tetapan penurunan titik beku molal (oC/m)

I = faktor Vant Hoff

# Kenaikan titik didih (Tb)

Tb = m . Kb . i

Atau

Tb = m . Kb . { 1 + (n – 1) }

Ket : Tb = penurunan titik beku larutan (oC)

m = molalitas (m)

Kb = tetapan kenaikan titik didih molal (oC/m)

I = faktor Vant Hoff

# Tekanan osmotik

= M . R . T . i

Atau

= M . R . T { 1 + (n – 1) }

Ket : = tekanan osmotik (atm)

M = Molaritas (M)

R = tetapan gas (0,082) L atm mol-1 K-1.

T = suhu (K)

i = faktor Vant Hoff

Contoh Soal

1. Hitunglah penurunan titik beku larutan NaCl 78,6 gram dalam 1 kg air. Jika

diketahui Kf air = 1,86oC/m dan Mr NaCl = 58,5!

2. Zat MgCl2 sebanyak 0,38 gram dilarutkan ke dalam 100 gram air. Jika Kf air = 1,8 oC/m dan titik beku larutan – 0,187o C, berapa % derajat ionisasinya? Ar Mg = 24,

Cl = 35,5)

Jawaban :

1. Dik : m NaCl = 78,6 gr = 1

m H2O = 1 kg = 1000 gr

Kf air = 1,86 oC/m

Mr NaCl = 58,5

Dit : Tf

Jawab : NaCl Na+ + Cl-

n = 2

Tf = grMr

x1000P

.Kf .{1+(n−1 )α }

= 78,658,5

x10001000

.1,86 .{1+ (2−1 )α }

= 1,34 . 1, 86 . 2

= 4,98 oC = 5 oC

2. Dik : m MgCl2 = 0,38 gr Catatan :

m air = 100 gr Tf air = 0 oC

Kf air = 1,8 oC/m

Tf larutan = - 0,187oC

Dit :

Jawab : MgCl2 = Mg2+ + 2 Cl- n = 3

Tf = Tf pelarut – Tf larutan

= 0 + 0,187oC = 0,187oC

Mr MgCl2 = ( Ar Mg ) + ( 2 Ar Cl )

= (24) + ( 2 . 35,5 )

= 95

Tf = grMr

x1000P

.Kf .{1+(n−1 )α }

0,187 = 0,3895

x1000100

.1,8 . {1+(3−1 )α }

0,187 = 0,004 . 18 . {1 + 2}

0,187 = 0,072 (1 + 2)

0,187 = 0,072 + 0,144

0,144= 0,187 – 0,072

0,144= 0,115

= 0,1150,144

= 0,798 x 100% = 0,80%

Berdsarkan diagam P-T terlihat bahwa dengan adanya zat terlarut non volatil, titik

beku larutan (Tf) lebih rendah daripada titik beku pelarut air (Tf).

Penerapan Sifat Koligatif dalam Kehidupan Sehari-Hari

a. Penerapan Penurunan Tekanan Uap

Salah satu contohnya adalah laut mati. Laut mati tidak pernah kering karena tidak

mudah menguap. Tekanan uapnya turun akibat sukarnya molekul pelarut

meninggalkan permukaan karena terhadalang oleh partikel zat terlarut. Pada saat

berenang di laut mati, kita tidak akan tenggelam. Prinsip ini tentu saja dapat

dimanfaatkan sebagai sarana hiburan dan rekreasi.

b. Penerapan Penurunan titik beku

1. Membuat cairan pendingin sebagai bahan membuat es puter.

Cairan pendingin adalah larutan berair yang memiliki titik beku jauh dibawah

0oC. Cairan pendingin digunakan pada pabrik es, juga digunakan untuk

membuat es puter.

2. Membuat zat antibeku radiator mobil

Di daerah beriklim dingin, air radiator mudah membeku. Oleh karena itu,

ditambahkan etilen glikol (HOH2C – CH2OH) ke dalam air radiator. Dengan

penambahan etilen glikol diharapkan titik beku air radiator menurun. Dengan

kata lain, air tidak mudah membeku.

3. Mencairkan salju di jalan raya.

Untuk mengatasi jalanan bersalju ditaburi campuran NaCl dan CaCl2.

Penaburan garam tersebut dapat mencairkan salju.

4. Antibeku pada tubuh hewan

Darah ikan-kan laut mengandung zat-zat antibeku yang mampu menurunkan

titik beku air hingga 0,8oC. Dengan demikian, ikan laut dapat bertahan di

musim dingin yang suhunya mencapai 1,9oC karena zat antibeku yang

dikandungnya dapat mencegah pembentukan kristal es dalam jaringan dan sel

tubuhnya.

5. Menentukan massa molekul relatif

Dengan mengetahui massa zat terlarut serta nilai penurunan titik bekunya,

maka massa molekul relatif zat terlarut itu dapat ditentukan.

c. Penerapan Tekanan Osmotik

1. Membuat cairan fisiologis

Larutan osmotik sama disebut isotonik. Larutan osmotik lebih rendah disebut

hipotonik. Larutan osmotik lebih tinggi disebut hipertonik. Contoh larutan

isotonik adalah cairan infus yang dimasukkan ke dalam darah. Cairan infus

harus isotonik dengan cairan intrasel agar tidak terjadi osmosis, baik ke dalam

ataupun ke luar sel darah. Dengan demikian, sel-sel darah tidak mengalami

kerusakan.

2. Membasmi keong mas

Garam dapur yang ditaburkan pada permukaan tubuh keong mas mampu

menyerap air yang ada dalam jaringan tubuh sehingga keong mas akan

kekurangan air dalam tubuhnya. Oleh karena itu, garam dapur digunakan

untuk membasmi binatang lunak seperti keong mas.

3. Pengawet makanan

Garam dapur dapat membunuh mikroba penyebab makanan busuk yang

berada di permukaan makanan. Oleh karena itu, garam dapur biasa digunakan

untuk mengawetkan makanan, seperti ikan.

4. Penyerapan air oleh akar tanaman

Tanaman mengandung zat-zat terlarut sehingga air dalam tanah dapat diserap

oleh tumbuhan.

5. Membuat obat tetes mata

Obat tetes mata dibuat mendekati isotonis terhadap cairan mata agar dapat

diterima tanpa rasa nyeri. Beberapa perlu dibuat hipertonik untuk

meningkatkan daya serap sehingga mempercepat efek obat.

6. Pengolahan air limbah

Air limbah yang mengandung zat-zat terlarut pencmar lingkungan

dihubungkan dengan cairan yang hipertonis melalui membran semi permeabel.

Akibatnya, kandungan air dalam air limbah mengalami osmosis ke cairan

hipertonis. Dengan demikian, zat-zat pengotor yang mulanya terlarut dalam air

limbah tertinggal dan dapat dioleh lebih lanjut.

REDOKS

A. Persamaan Reaksi Redoks

Reaksi redoks adalah reaksi serah terima elektron yang disertai dengan perubahan

bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat dalam reaksi. Reaksi redoks terdiri atas

setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.

Reaksi reduksi

1. Reaksi pelepasan oksigen.

Contoh : Zn (s) + CuO (s) ZnO (s) + Cu (s)

2. Reaksi dengan menangkap elektron

Contoh : 2I- (aq) + 2e- I2 (g)

3. Reaksi yang mengalami penurunan biloks

Contoh : Na+ (aq) + e - Na (s)

Biloks turun

4. Bertindak sebagai oksidator

5. Reaksi yang mengikat hidrogen.

Contoh : H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g)

Reaksi Oksidasi

1. Reaksi pengikatan oksigen

Contoh : CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g)

2. Reaksi dengan melepas elektron.

Contoh : Ca (s) Ca2+ (aq) + 2e–

3. Reaksi yang mengalami kenaikan biloks

Contoh : 2Br- (aq) Br2 (g) + 2e-

-2 0

biloks naik

4. Bertindak sebagai reduktor.

5. Reaksi yang melepas hidrogen

Contoh : H2S (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) + S (s)

1) Penentuan Bilangan Oksidasi

a. Biloks unsur bebas adalah nol. Contoh Na, K, Mg, H2, N2, P2 dan S8.

b. Biloks atom F = - 1

c. Biloks logam golongan IA, IIA, Ag, Zn dan Al sesuai dengan letak golongan pada

sistem periodik unsur dan selalu bertanda positif. Biloks golongan IA (Li, Na, K,

Rb, dan Cs) = +1, golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr dan Ba) = +2, Ag = +1, Zn = +2

dan Al = +3.

d. Biloks ion suatu atom sama dengan jumlah muatannya. Contoh, biloks Fe3+ = +3

dan S2 = - 2.

e. Biloks atom H dalam senyawa adalah +1 kecuali pada senyawa hidrida (NaH,

LiH, BaH2, AlH3, KH dan CaH2 ) memiliki biloks -1.

f. Biloks atom O dalam senyawa adalah – 2, kecuali :

1. Senyawa perioksida (H2O2, Na2O2, dan BaO2)

Biloks O = - 1

2. Senyawa superoksida (KO2 dan RbO2)

Biloks O = - ½

3. F2O, biloks O = + 2

g. Jumlah bilangan oksidai atom-atom dalam suatu senyawa adalah nol. Contoh

biloks Fe2O3 = 0 dan BaCO3 = 0.

h. Jumlah biloks atom-atom dalam suatu ion poliatom sama dengan jumlah

muatannya. Contoh SO42-

= 2, NH4+ = + 1 dan Cr2O7

2- = - 2

a. Bagaimanakah cara menyetarakan persamaan reaksi redoks menggunakan metode

biloks?

Penyetaraan reaksi redoks dengan metode biloks dapat dilakukan dengan langkah-

langkah berikut :

Jika semua zat (pereksi dan hasil reaksi) dalam reaksi redoks sudah tercantum

lengkap, lakukanlah langkah-langkah berikut

1) Tentukan atom-atom yang terlibat redoks (atom-atom yang biloksnya berubah)

2) Setarakan jumlah atom-atom yang terlibat redoks, di ruas kiri dan kanan, dengan

cara menambahkan koefisien.

3) Hitung selisih biloks masing-masing.

4) Setarakan jumlah elektron yang dilepaskan dengan jumlah elektron yang diterima

dengan cara menambahkan koefisien..

5) Setarakan jumlah atom H dan O yang tidak terlibat redoks.

6) Setarakan jumlah atom H.

Jika zat-zatnya dalam reaksi redoks tidak lengkap (hanya tercantum ion-ionnya)

lakukan langkah-langkah berikut :

1) Tentukan atom-atom yang terlibat redoks.

2) Jika atom-atom yang terlibat redoks itu belum setara, tambahkan koefisien.

3) Hitung selisih bilangan oksidasi setiap atom.

4) Setarakan jumlah elektron yang dilepaskan dengan jumlah elektron yang diterima

dengan cara menambahkan koefisien

5) Setarakan jumlah muatan di ruas kiri dan di ruas kanan.

a. Muatan di kanan lebih besar, tambahkan H+ (asam)

b. Muatan di kanan lebih kecil, tambahkan OH- (basa)

6) Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H2O.

b. Bagaimana menyetarakan persamaan reaksi redoks menggunakan metode setengah

reaksi?

Reaksi redoks dapat berlangsung dalam dua suasana, yaitu asam atau basa. Jika

suasana asam, persamaan reaksi disetarakan dengan cara berikut :

1) Setarakan jumlah atom yang terlibat redoks

2) Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan H2O.

3) Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H+.

4) Setarakan jumlah elektron pada dua buah setengah reaksi dengan menambahkan

koefisien.

5) Jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut.

Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, persamaan reaksi disetarakan dengan

cara berikut :

1) Setarakan jumlah atom yang terlibat redoks.

2) Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan H2O.

3) Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H+.

4) Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron.

5) Tambahkan OH- pada kedua ruas sebanyak H+.

6) Hilangkan H+ (H+ dan OH- digabungkan menjadi H2O).

7) Kurangi kelebihan H2O.

8) Setarakan jumlah elektron pada dua buah setengah reaksi dengan menambahkan

koefisien.

9) Jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut.

Contoh :

1. Jika reaksi redoks sudah lengkap

HNO3 + H2S NO + S + H2O

+1 +5 3(-2) 2(+1) -2 +2 -2 0 2(+1) -2 R. Reduksi turun 3

R. Oksidasi naik 2

2HNO3 + 3 H2S 2NO + 3S + 4H2O

+5 -2 +2 0 3

2

Ditukar buat digunakan koefisien

Ingat !

1) Cari biloks dulu, lihat mengalami kenaikan/penurunan

2) Kenaikan/penurunan ditukar buat jadi koefieisn

3) Setarakan koefisien yang terlibat biloks

2. Jika Redoks tidak lengkap / tercantum ion-ionnya

Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+ (suasana asam)

+2 +7 4(-2) +3 +2

R. Oksidasi 1x R. Reduksi 5x

5Fe2+ + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+ (suasana asam)

+2 +7 4(-2) +3 +2

1x 5x

Muatan kanan = (5 x 3) + 2 = 17

Muatan kiri = (5 x 2) – 1 = 9

Karena asam, muatan kanan lebih besar, maka yang kiri ditambah H+.

5Fe+2 + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+

5Fe+2 + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+

Jumlah atom H kiri = 8

Jumlah atom H kanan = 0

Maka ditambah H2O di ruas kanan

5Fe+2 + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+

+ 4H2O

PENYETARAAN ½ REAKSI REDOKS

Suasana Asam

HNO3 + H2S NO + S + H2O

+1 +5 3(-2) 2(+1) -2 +2 -2 0 2(+1) -2

Cari yang terlibat ½ reaksi redoks / yang mirip

HNO3 NO reaksi reduksi

H2S S reaksi oksidasi

Setarakan jumlah atom O + H2O

Setarakan jumlah atom H + H+

HNO3 + 3H+ NO + 2H2O

H2S S + 2H+

Setarakan jumlah muatan +e-

HNO3 + 3H+ + 3e- NO + 2H2O x 2

0 0

H2S S + 2H+ + 2e- x 3

0 0

Setarakan jumlah elektron

2HNO3 + 6H+ + 6e- 2NO + 4H2O

3H2S 3s + 6H + + 6e - +

2HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O

Suasana Basa

0 +5 3(-2) +3 2(-2) -3 3(+1)

Al + NO3- AlO2

- + NH3

½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi

Al AlO2- R. Oksidasi

NO3- NH3 R. Reduksi

Setarakan jumlah atom O + H2O

Setarakan jumlah atom H + H+

Al + 2H2O AlO2- + 4H+

NO3- + 9H+ NH3 + 3H2O

Tambahkan OH- di kedua ruas sebanyak H+

Al + 2H2O + 4OH- AlO2- + 4H+ + 4OH-

NO3- + 9H+ + 9OH- NH3 + 3H2O + 9OH-

Setarakan jumlah elektron + e-

x8 Al + 2H2O + 4OH- AlO2- + 4H+ + 4OH-

x3 NO3- + 9H+ + 9OH- + 8e NH3 + 3H2O + 9OH-

Jumlah elektron

8Al + 16H2O + 32OH- 8AlO2- + 32H+ + 32OH-

3NO3- + 27H + + 27OH - + 24e 3NH 3 + 9H2O + 27OH - +

8Al + 7H2O + 5OH- +3NO3- 8AlO2

- + 5H+ + 5OH- + 3NH3

5H2O8Al + 2H2O + 5OH- +3NO3

- 8AlO2- + 5H2O + 3NH3

8Al + 2H2O + 5OH- +3NO3- 8AlO2

- + 3NH3

SEL ELEKTROKIMIA

Merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan

arus listrik. Perubahan zat yang berupa reaksi kimia tersebut berlangsung dalam sel

elektrokimia. Reaksi kimia yang terjadi tersebut merupakan reaksi redoks.

Sel Elektrokimia terdiri dari :

1. Sel volta dari reaksi kimia dihasilkan arus listrik.

Contoh : Penggunaan batu baterai dan aki.

2. Sel elektrolisis dari arus listrik yang dialirkan dihasilkan reaksi kimia.

Contoh : Penyepuhan, pemurnian logam, dan penyetruman aki.

Perbedaan sel volta dan sel elektrolisis :

No. Sel Volta Sel Ektrolisis

1.

2.

3.

4.

5.

.

6.

Reaksi Redoks Spontan

Menghasilkan energi

Anoda (-)

Katoda (+)

Muatan Sel bergantung pada reaksi di

dalam sel

Energi kimia menjadi energi listrik

Reaksi Redoks tidak spontan

Membutuhkan energi

Anoda (-)

Katoda (+)

Muatan sel ditentukan sumber listrik

eksternal

Energi listik menjadi energi kimia

Persamaan sel volta dan sel elektrolisis

1. Anoda terdapat pada sel yang mengalami oksidasi sedangkan katoda yang mengalami

reduksi.

Sel Volta / Sel Galvani

Jenis Elektroda :

1. Katoda (elektroda positif) : terdapat pada sel yang mengalami reduksi

2. Anoda (elektroda negatif) : terdapat pada sel yang mengalami oksidasi

Diagram sel

Susunan suatu sel volta yang dirumuskan dengan suatu notasi.

Penulisan diagram :

Anoda / ion // ion / katoda

E0 Sel = E0 reduksi - E0 Oksidasi

Cara menentukan potensial sel dalam suatu sel volta

Skema Sel Volta :

sifat koligatif larutan

Documents