10. elektrokimia
Post on 02-Jul-2015
360 Views
Preview:
TRANSCRIPT
KIMIA DASAR
NUR UMRIANI P.U, S.Si, M.Si
ELEKTROKIMIA
Elektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik.
Suatu sel elektrokimia terdiri atas dua elektroda dan suatu elektrolit.
1. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi2. Pada katoda terjadi reaksi reduksi
Pada sel volta/galvani : anoda adalah elektroda negatif, katoda elektroda positif
Pada sel elektrolisis : anoda adalah elektroda positif, katoda elektroda negatif
Elektron ditransfer dari ½ sel ke ½ sel lainnya melalui kawat penghantar
Untuk menyempurnakan reaksi digunakan jembatan garam
Sel Volta / Sel Galvani
1. Suatu notasi sederhana sebagai lambang sel elektrokimia
Zn|Zn2+(1 M) || Cu2+(1 M)|Cu
Anoda Katoda
I : batas antar fasa (interface)II : jembatan garam
Sel galvani atau sel volta adalah alat yang dapat mengubah reaksi kimia menjadi energi listrik. Cara untuk menuliskan notasi selnya adalah :
2. Harga potensial sel (DGL) menyatakan harga batas (untuk arus nol) yang merupakan selisih antara potensial listrik anoda dan katoda.
ooksidasii
oreduksi
osel
oanoda
okatoda
osel
EEE
EEE
3. Reaksi yang terjadi pada katoda ditulis sebagai reaksi oksidasi dan reaksi yang terjadi pada anoda ditulis sebagai reaksi reduksi. Jika harga DGL, Esel positif, reaksi spontan kekanan.
Zn(p) + Cu2+(aq) → Zn2+ + Cu(p)
Anoda/oksidasi Katoda/reduksi
4. Jika menggunakan elektroda inert, misalnya elektroda Pt dan C, untuk reaksi sel berikut :
Fe3+(aq) + I-
(aq) → Fe2+(aq) + ½ I2 (p)
maka :
5. Potensial setengah sel Zn2+(aq) Zn, adalah perbedaan potensial sel ;
dengan reaksi : ½ H2 (g) + ½ Zn2+(aq) → H+
(aq) + ½ Zn(p)
Potensial setengah sel Cl-(aq) AgCl, adalah perbedaan potensial sel ;
dengan reaksi : ½ H2 (g) + AgCl(p) → H+ (aq)
+ Cl- + Ag(p)
6. Kedua contoh terakhir, elektroda sebelah kiri adalah elektroda hidrogen standar. Potensial elektroda sistem Eo=-0,763 volt pada keadaan standar, jadi untuk elektroda Zn2+Zn, Eo
(298 K)= -0,763 volt.
Elektroda Hidrogen Standar
- Pada keadaan standar ; Pt, H2(1atm)|H+(1M) || E = 0,0 volt
Fungsi Platina dalam sel elektrokimia :a. penghubung logam inert dengan sistem H2– H+
b. tempat gas H2 yang teradsorpsi pada permukaannyac. Memperbesar luas permukaan sehingga kesetimbangan antara H2 (g) dan
H+ lebih cepat terjadi, elektroda dilapisi dengan serbuk platina halus.
Gas H2 secara kontinyu dialirkan ke dalam larutan 1 M HCl
Reaksi sel :Cu2+ + 2e- Cu(s) Eo = +0.337 volt
1 M Zn2+
Zn
Pt
-0,763 V
KatodaAnoda
Potensial Elektroda Standar
Potensial elektroda standar suatu sel terdiri dari elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hidrogen standar.
Sistem elektroda harus reversibel secara termodinamika
Mn+ + n e M
][M
1ln
nF
RTEE
atau
a
1ln
nF
RTEE
n
o
MMMM
M
o
MMMM
nn
n
nn
V34,0E
0E34,0
EEE)a
oCu
oCu
oH
oCu
osel
2
V76,0E
0E76,0
EEE)b
oZn
oZn
oH
oZn
osel
2
Misalkan :
a.Pt, H2 HCl (1 M) CuSO4 (1 M) Cu
b.Pt, H2 HCl (1 M) ZnSO4 (1 M) Zn
Jawab :
DGL Sel dan Persamaan Nernst
Esel = Eelektroda kanan- Eelektroda kiri
Contoh :
Co2+ + 2 e Co - 0,277 VNi2+ + 2 e Ni - 0,250 V
0,03
0,027
0,2770,250
EEE o
Co2Co
o
Ni2Ni
osel
- Persamaan Nernst
Misal untuk reaksi redoks ; aA + bB cC + dD
V0,0591
molCoulomb96.500
Kx298KJmol8,314x2,303
F
RT2,303
K298Pada
[B][A]
[D][C]log
nF
RT2,303EE
[B][A]
[D][C]ln
nF
RTEE
1
11
ba
dcoselsel
ba
dcoselsel
ba
dcoselsel [B][A]
[D][C]log
n
0,0591EE
- Potensial Sel
CoCo2+(1 M)║Ni2+(1M) Ni
Reaksi sel :Co + Ni2+ Co2+ + Ni
Dengan persamaan Nernst ;
Co + Ni2+ Co2+ + Ni
][Ni
][Colog
2
0,05910,03E
][Ni
][Colog
n
0,0591EE
2
2
sel
2
2oselsel
Untuk sel dengan reaksi :
2 Co + 2 Ni2+ 2 Co2+ + 2 Ni
][Ni
][Colog
2
0,05910,03E
][Ni
][Colog
4
0,05910,03E
][Ni
][Colog
n
0,0591EE
2
2
sel
22
22
sel
22
22oselsel
- Sel Konsentrasi
Sel ini terdiri atas dua elektroda yang bahannya sama dan dicelupkan ke dalam dua larutan yang konsentrasinya (keaktifannya) berbeda.
Anoda : M Mn+(a1) + n e
Katoda : Mn+(a2) + n e M
Mn+(a2) Mn+(a1)
2
1sel
o
2
1sel
2
1oselsel
a
alog
2
0,059E
C25suhuPada;a
aln
nF
RTE
a
aln
nF
RTEE
- pH dan Elektroda Hidrogen
Eo dari elektroda hidrogen bergantung pada konsentrasi larutan yaitu pada pH.
pH][H
pH][Hlog
2
0,0591EE
std
oselsel
Jika pH pada kedua elektroda diukur pada 1 atm dan menurut perjanjian [H+]std= 1
Esel = 0,059 log [H+]
Jika elektroda hidrogen digabungkan dengan elektroda lain dan elektroda tersebut dalam keadaan standar maka potensial sel :
Esel = 0,059 pH
pH0,059EE oselsel
- DGL dengan energi bebas (ΔG)
oo EFnΔG F : bilangan faraday, 96500 C
Sel Volta
Ada dua macam sel yang bekerja berdasarkan prinsip Galvani dan prinsip Volta.1. Sel primer, sel dimana setelah salah satu komponen habis terpakai, hasil
reaksi tidak dapat diubah kembali menjadi pereaksi2. Sel sekunder, sel ini disebut "sel penyimpan". Reaksi sel adalah reaksi
reversibel
Sel primer
1. SeI kering seng-karbon
Sel kering seng-karbon (sel Leclance) terdiri dan batang grafit (karbon) yang tercelup dalam campuran NH4CI, MnO2, dan karbon yang basah.
2. Batere alkali
Sel alkali hampir sama dengan sel Leclance, yaitu seng sebagai anoda dan MnO2 sebagai katoda dalam larutan KOH. Zn yang dipakai sedikit berpori supaya permukaannya luas.
3. Batere perak oksida
Batere perak oksida berukuran kecil, tahan lama dan mahal, sehingga biasa dipakai dalam alat elektronik kecil. Sebagai katodanya Ag2O di bagian bawah, dan seng di bagian atas sebagai anoda, yang dibatasi oleh isolator.
Sel sekunder
1. Sel penyimpan timbal (aki)
Sel penyimpan timbal umumnya dipakai sebagai batere mobil yang disebut aki. Bagian dalam sel terdiri dan beberapa sel Galvani yang dihubungkan satu sama lain secara seri. Anoda terbuat dari logam timbal (Pb) dan katoda dari timbal oksida (PbO2), yang tercelup secara terpisah dalam larutan H2SO4 encer (kira-kira 30% berat).
2. SeI bahan bakar
Sel bahan bakar adalah sel yang mengubah reaksi pembakaran menjadi energi listrik, contohnya reaksi antara O2 dan H2 menjadi air. Reaksi ini tidak langsung, tepi melaIui larutan basa panas. Gas H2 dialirkan ke dalam karbon yang berpori (sebagai anoda) dan ditambah platina sebagai katalis, sedangkan gas O2 dialirkan ke dalam karbon berpori lain sebagai katoda.
Sel Elektrolisis
Alat elektrolisis terdiri dari sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan dua elektroda, anoda dan katoda.1. Pada anoda (+) terjadi reaksi oksidasi 2. Pada katoda (-) terjadi reaksi reduksi
Faktor yang menentukan elektrolisis kimia antara lain :
a. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda
1) larutan NaCl pekatreaksi anoda (+) 2 Cl- Cl2 (g) + 2 e
reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH-
Reaksi sel 2 Cl- + 2 H2O Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OH-
2.) Larutan NaCl yang sangat encerreaksi anoda (+) 2 H2O O2 (g) + 4 H+ + 4 e
reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H+(g) + 2 OH-
Reaksi sel 6 H2O 2 H2 (g) + O2 (g) + 4H+ + 4 OH-
b. Komposisi kimia elektroda yang berbeda
1) Elektroda inert (tak aktif) elektrolisis larutan Na2SO4
Reaksi anoda (+) 2 H2O O2 (g) + 4 H+ + 4 e
Reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H+(g) + 2 OH-
Reaksi sel 6 H2O 2 H+(g) + O2 (g) + 4 H+ + 4 OH-
2) Elektroda tidak inert (bukan Pt atau C) elektolisis larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda
Reaksi anoda (+) H2O O2 (g) + 2 H+ + 2 eReaksi katoda (-) Cu2+ + 2 e Cu
Reaksi sel H2O + Cu2+ O2 (g) + 2 H+ + Cu
Elektrolisis dan Aspek Kuantitatif
Michael Faraday menemukan aspek kuantitatif dari elektrolisis. Faraday menemukan bahwa muatan dari satu mol elektron adalah :
(6,023 x 1023 mol-1) (1,602 x 10-19 C) = 94,490 C mol-1.
Besaran ini disebut tetapan Faraday dengan lambang F dan biasanya besaran ini dibulatkan menjadi 96500 C mol-1. Perubahan massa zat yang terjadi dapat diungkapkan dengan rumus :
F
1
n
AQM
M = massa (g)Q = jumlah listrik (C)
(Q = I x t, I = kuat arus (Amp), t = waktu (det)A = massa atom relatifn = mol elektronF = Faraday 96500 coulomb
Efisiensi Arus
Pada elektrolisis untuk mengendapkan logam dari larutan asam, 90% arus digunakan untuk mengendapkan logam dan 10% arus untuk menghasilkan hidrogen.
100%xQ
QArusEfisiensi
eksperimen
teoritis
Korosi
Peristiwa korosi logam dapat dijelaskan dengan elektokimia. Berbagai proses elektroda memerlukan potensial elektroda yang lebih besar dari perhitungan (overvoltage).
Mekanisme korosi dapat ditulis sebagai berikut :1. Oksidasi besi Fe (S) Fe2+
(aq) + 2e2. Reduksi oksigen ½ O2 (g) + H2O(l) + 2 e 2 OH-
(aq)
3. Pengedapan Fe2+(aq) + 2 OH-
(aq) Fe(OH)2 (s)
besi (II) hidroksida4. Pembentukan karat Fe(OH)2 (s) + ½ O2 (g) + (x-1) H2O(l) ½ Fe2O3 x H2O
Beberapa cara untuk mengurangi laju korosi besi ialah
1. Mengontrol atmosfir dengan cara mengurangi konsentrasi O2 dan H2 pada permukaan besi
2. Mencat untuk menutupi permukaan besi3. Melapisi dengan cara menutupi permukaan besi minyak lemak4. Galvaniser dengan cara melapisi besi dengan seng (seng atap)
Salah satu cara mencegah korosi besi ialah proteksi katodik misalnya, batang seng atau magnesium ditanam dekat pipa besi kemudian dihubungkan dengan pipa tersebut yang akan dilindungi dari korosi.
Anoda FeKatoda karat
Besi
Fe
O2 dari air
e-
O2
Magnesium
Mg2+
Anoda Mg
Besi Fe (tetap terlindungi)
Katoda karat
O2 dari air
e-
O2
top related