Slide 1

ELEKTROKIMIA

KELOMPOK 2:RAHMANIA S2. ULFIATUNALFIA KUSUMARTIKARIZKY AGUNG PRAMUDAPUJI LESTARISEJARAH PENEMUAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISISListrik ditemukan kira-kira 400 tahun yang lalu atau mungkin lebih. Tetapi pemakaian pratktisnya mungkin baru pada pertengahan sampai akhir tahun 1800an, dan awalnya dalam cara yang terbatas. Sebagai contoh, pada pameran dunia di Paris tahun 1900, salah satu atraksi utama adalah penerangan jembatan dengan listrik diatas sungai Seine.PENEMUAN LISTRIKMetoda paling awal membangkitkan listrik adalah dengan menciptakan muatan listrik statis. Pada tahun 1660, Otto von Guericke membuat mesin listrik pertama yang terdiri atas bola sulfur besar yang, ketika digosok dan diputar, menarik bulu dan sobekan kertas kecil. Guericke mampu membuktikan bahwa bunga api yang dihasilkan benar-benar listrik.Pemakaian listrik statis pertama ditemukan oleh Alessandro Volta (1745-1827) dengan alat yang disebut pistol listrik. Alat ini terdiri dari sebuah kawat yang dipasang pada bejana yang berisi gas metana. Dengan mengirim bunga api listrik melalui kawat, bejana akan meledak. Volta menggunakan penemuan ini untuk komunikasi jarak jauh, meskipun hanya dengan satu bit Boolean. Sebuah kawat besi yang disangga batang kayu dibentangkan dari Como ke Milan, Italia. Pada ujung penerima, kawat berakhir pada bejana yang diisi dengan gas metana. Dengan perintah, bunga api listrik dikirim dengan kawat yang akan memicu pistol listrik untuk memberi sinyal. Sambungan komunikasi ini tidak pernah dibangun.PENEMUAN SEL VOLTAPada tahun 1791, ketika bekerja di Universitas Bologna, Luigi Galvani menemukan bahwa otot katak berkontraksi ketika disentuh dengan logam. Terinspirasi oleh percobaan ini, Volta melakukan serangkaian percobaan menggunakan seng, timbal, timah atau besi sebagai pelat positif dan tembaga, perak, emas atau grafit sebagai pelat negatif. Pada tahun 1800, Volta menemukan bahwa dengan menggunakan fluida tertentu sebagai penghantar untuk mendorong reaksi antara logam dan elektroda, dapat dihasilkan arus listrik kontinyu. Ini menuju pada temuan sel volta pertama, yang lebih dikenal sebagai baterai. Volta menemukan lebih lanjut bahwa tegangan akan semakin besar ketika sel volta dipasang bersusun satu diatas yang lain

DERET VOLTASusunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta.

Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta menandakan: - Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron) - Logam merupakan reduktor yang semakin kuat

Sebaliknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta menandakan: - Logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron) - Kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat

Li

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Anode digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katode di sebelah kanan. Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+, sedangkan di katode terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam , sedangkan garis tunggal (|) menyatakan batas antarfase (Zn padatan, sedangkan Zn2+ dalam larutan; Cu2+ dalam larutan, sedangkan Cu padatan).Sel Elektrolisis -Seorang ahli dari Inggris bernama Michael Faraday mengalirkan arus listrikke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Prosespenggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis.Arus listrik ini bisa berasal dari sel volta.Untuk memahami bagaimana reaksi kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis,maka perlu diingat ketentuan-ketentuan reaksi elektrolisis.Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ionatau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zatyang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dansetiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksioksidasi. Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.PENEMUAN SEL ELEKTROLISISSel Elektrolisisadalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari.Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)PROSES BERLANGSUNGNYA SEL EEKTROLISISangkaiansel elektrolisishampir menyerupaisel volta. Yang membedakansel elektrolisisdarisel voltaadalah, padasel elektrolisis, komponenvoltmeterdiganti dengansumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksireduksiberlangsung dikatoda, sedangkan reaksioksidasiberlangsung dianoda.Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya,katodabermuatan negatif dan menarikkation-kationyang akantereduksimenjadi endapan logam. Sebaliknya,anodabermuatan positif dan menarikanion-anionyang akanteroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Tipe elektrolisisAda dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :Katoda (-) : 2 Na+(l) + 2 e- 2 Na(s) .. (1)Anoda (+) : 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- .. (2)Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) 2 Na(s) + Cl2(g) .. [(1) + (2)]

elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret VoltaPada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki Ered yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai Ered ion Cl- lebih kecil dibandingkan air. maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- > H2(g) + 2 OH-(aq) (1)Anoda (+) : 2 Cl-(aq) > Cl2(g) + 2 e- (2)Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) > H2(g) + Cl2(g) + 2 OH-(aq) . [(1) + (2)]Potensial sel- Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit eksternalNotasi potensial sel = Ecell;satuan Volt = Joule/CoulombPotensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel; Potensial sel standar E0 sel : potensial pada 250C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan parsial 1 atmPotensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat yang mengalami redoksE0sel = E0oks + E0red ;E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasiE0red = potensial standar zat yang mengalami reduksiDalam tabel potensial standar selalu dicantumkan potensial reduksi standar, sehingga E0oks = E0redPotensial reduksi standar ditentukan dengan elektroda standar

Contoh penentuan E0selCu2+ (aq) + 2 e- Cu (s) E01 = + 0. 34 VZn2+ (aq) + 2 e- Zn (s) E02 = 0. 76 VE02 < E01, maka didalam sistem, Cu+2 akan mengalami reduksi dan Zn akan teroksidasi :Cu2+ (aq) + 2 e- Cu (s) E01 = + 0. 34 VZn (s) Zn2+ (aq) + 2 e- E02 = + 0. 76 VCu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq) E0sel = + 1.10 V

ELEKTRODA :

Inert : elektroda yang tidak mudah bereaksi dan tidak terlibat dalam reaksi. Contoh: Pt , Au, C

Tak Inert: elektroda yang mudah bereaksi dan terlibat dalam reaksi. Contoh: Zn, Cu, Ag

Jika Anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO42- , NO3-, dan PO43- , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar di oksidasi, sehingga air yang teroksidasi. 2H2O 4H+ + 4e + O2.

Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br- , I- , maka anion itu yang terosidasi.Sebaliknya, elektrolisis tembaga (II) sulfat dengan anoda tembaga . Reaksi pada anoda :

Cu2+ + 2e CuREAKSI SPONTAN :

Dalam sel volta, energi listrik dihasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerimaan elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron akan membentuk kutub negatif (-) dinamakan anoda, sedangkan elektroda yang menerima elektron akan membentuk kutub positif (+) dinamakan katoda. Jadi, sebuah sel volta terdiri dari dua bagian atau dua elektroda dimana setengah reaksi oksidasi berlangsung pada anoda dan setengah reaksi berlangsung pada katoda.Syarat reaksi spontan:E0sel > 0 Untuk ; reaksi X (s) + y+(aq) X+(aq) + y (s)Reaksi berlangsung jikalogam xterletakdisebelah kiri logam yContoh : Ni(s) + Pb2+(aq) Ni2+(aq) + Pb(s)

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuahsel voltadengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam padaderet volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalamsel volta, elektroda Ni berfungsi sebagaikatoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagaianoda.

Reaksi yang terjadi padasel voltaadalah sebagai berikut :Katoda (+) : Ni2++ 2 e-> Ni . (1)Anoda (-) : Fe > Fe2++ 2 e-. (2)Reaksi Sel : Fe + Ni2+> Fe2++ Ni [(1) + (2)]Notasi Sel : Fe / Fe2+// Ni2+/ NiSesuai dengan kesepakatan,potensial sel (Esel)merupakan kombinasi dariEredkatodadanEredanoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :Esel =Ekatoda E anodaPotensial reduksi standar (Ered)masing-masing elektroda dapat dilihat padaTabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilaiEredFeadalah sebesar -0,44 V. Sementara nilaiEredNi adalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilaiEselFe/Niadalah sebagai berikut :Esel= -0,25 (-0,44) = +0,19 VSuatureaksi redoksdapat berlangsungspontanapabila nilaiEselpositif. Reaksi tidak dapat berlangsungspontanapabila nilaiEselnegatif. Reaksi yang dapat berlangsungspontanjustru adalah reaksi kebalikannya.REAKSI TIDAK SPONTAN:

Untuk berlangsungnya proses elektrolisis diperlukan adanya elektroda, larutan elektrolit, dan sumber arus listrik. Dalam sel elektrolisis katoda dihubungkan dengan kutub (-), dan anoda dihubungkan dengan kutub (+) sumber arus. Apabila arus listrik dialirkan ke dalam elektrolit, maka kation akan mengalami reduksi dengan menangkap elektron dan anion akan mengalami oksidasi dengan melepas elektron.HUKUM

FARADAYHUKUM FARADAY I : massa zat yang dihasilkan sebanding dengan jumlah muatan listrik yang melewati sel elektrolit tersebutHUKUM FARADAY II:massa zat yang dihasilkan sebanding dengan massa ekuivalen zat tersebut pada sel elektrolisis.

Contoh Soal:

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan dengan menggunakan kuat arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu= 63,5 gr/mol)Jawab:

Katode : Cu2+ (aq )+ 2e Cu (s)Pada reaksi ini ion Cu2+ yang terdapat di larutan tereduksi dan mengendap membentuk tembaga pada katoda.

Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?Jawab:

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2adalah sebagai berikut :K (-) : Ca2+(l)+ 2 e-> Ca(s)A (+) : 2 Cl-(l)> Cl2(g)+ 2 e-Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday = (Ix t) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :Massa Ca = mol Ca x Ar CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan persamaan reaksi dianoda,mol gas Cl2yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2(STP) yang dihasilkan adalah :Volume gas Cl2= mol Cl2x 22,4 LVolume gas Cl2= x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2(STP)

THANKYOU....