Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

BAB 8. BAB 8. ELEKTROKIMIA 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI 8.2 SEL ELEKTROKIMIA 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN 8.4 PERSAMAAN NERNST 8.5.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "BAB 8. BAB 8. ELEKTROKIMIA 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI 8.2 SEL ELEKTROKIMIA 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN 8.4 PERSAMAAN NERNST 8.5."— Transcript presentasi:

1 BAB 8

2 BAB 8. ELEKTROKIMIA 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI 8.2 SEL ELEKTROKIMIA 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN 8.4 PERSAMAAN NERNST 8.5 SEL ACCU DAN BAHAN BAKAR 8.6 KOROSI DAN PENCEGAHANNYA 8.7 ELEKTROLISIS DALAM LARUTAN BERAIR

3 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI REAKSI REDOKS SELALU TERJADI BERSAMAAN

4 Menerima Oksigen Kehilangan Hidrogen Kehilangan Elektron Kenaikan Bilangan Oksidasi Kehilangan Oksigen Menerima Hidrogen Menerima Elektron Penurunan Bilangan Oksidasi OHe-OHe- OKSIDASI REDUKSI

5 Contoh 8.1 Identifikasikan manakah reduktor dan oksidator pada reaksi berikut Mn 2 O 3 (s) + H 2 O(l) CaCl 2 (s) 2H 2 O(l) a. MnO 2 (s) + H 2 (g) b. Ca(s) + Cl 2 (g) c. 2H 2 + O 2 (g) Penyelesaian a. b. c. H 2 sebagai reduktor karena mengalami kenaikan biloks dan MnO 2 sebagai oksidator karena mengalami penurunan biloks Ca sebagai reduktor dan Cl 2 sebagai oksidator H 2 sebagai reduktor dan O 2 sebagai oksidator

6 Reaksi pelarutan tembaga(II) sulfida dalam larutan asam nitrat dalam air CuS(s) + NO 3- (aq) → Cu 2+ (aq) + SO 42- (aq) + NO(g) Tahap 1 Tulis dua setengan reaksi yang belum dibalanskan dari spesies yang dioksidasi dan direduksi CuS → Cu 2+ + SO 42- NO 3- → NO Tahap 2 Masukkan koefisien untuk menyamakan jumlah atom, kecuali oksigen dan hidrogen Dalam kasus ini, jumlah atom Cu, S, dan N sudah balans Tahap 3 Balanskan oksigen dengan menambahkan H 2 O CuS + 4H 2 O → Cu 2+ + SO 42- NO 3- → NO + 2H 2 O Membalanskan Persamaan Oksidasi-Reduksi

7 Tahap 4 Balanskan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H 3 O + ke tiap sisi yang “kekurangan” hidrogen dan H 2 O ke sisi lain. Untuk larutan basa, tambahkan H 2 O ke sisi yang “kekurangan” hidrogen dan OH - ke sisi lain CuS + 12H 2 O → Cu 2+ + SO H 3 O + NO H 3 O + → NO + 6H 2 O Tahap 5 Balanskan muatan dengan menambahkan e - (elektron) CuS + 12H 2 O → Cu 2+ + SO H 3 O + + 2e - NO H 3 O + + 3e - → NO + 6H 2 O Tahap 6 Kalikan kedua setengah-reaksi dengan bilangan yang dipilih untuk membuat jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang diperlukan pada reduksi. Kemudian tambahkan kedua setengah-reaksi, yang menghilangkan elektron. Jika H 3 O +, OH -, atau H 2 O muncul di kedua persamaan akhir, hilangkan duplikatnya. Dalam kasus ini, setengah-reaksi oksidasi dikalikan 3 dan setengah-reaksi reduksi dikalikan 8, sehingga

8 8 NO 3- 3 CuS + 36 H 2 O → 3 Cu SO H 3 O e H 3 O e - → 8 NO + 48 H 2 O 3 CuS + 8 NO H 3 O + → 3 Cu SO NO + 12 H 2 O

9 Disproporsionasi Terjadi apabila senyawa tunggal dioksidasi dan direduksi 2 H 2 O 2 (l) → 2 H 2 O(l) + O 2 (g) Oksigen dalam H 2 O 2 dioksidasi menjadi O 2 dan sebagian direduksi menjadi H 2 O -20

10 Perak Tembaga 8.2 SEL ELEKTROKIMIA Sel Galvani dan Sel Elektrolisis Sel galvani tembaga-perak: Setengah-reaksi oksidasi di gelas piala sebelah kiri: Cu(s) → Cu 2+ (aq) + 2e - Setengah reaksi reduksi sebelah kanan: Ag + (aq) + 2e - → Ag(s) Secara skematis dapat ditulis: Cu | Cu 2+ || Ag + | Ag

11 Contoh 8.2 Suatu sel tembaga-perak dengan potensial terbaca 0,46 volt. Diketahui E 0 sel Ag + /Ag = 0,80 V dan E 0 sel Cu 2+ /Cu = 0,34 V. Tunjukkanlah bahwa sel dalam keadaan standar Penyelesaian: Sebagai katoda Ag dan anoda Cu sehingga E 0 sel = E 0 Ag + /Ag – E 0 Cu 2+ /Cu E 0 sel = 0,80 V – 0,34 V = 0,46 V Potensial yang terbaca juga 0,46 V. Jadi sel dalam kondisi standar

12 Selisih potensial listrik (E) Disebut juga tegangan sel Dapat diukur dengan alat voltmeter Sel galvani (sel volta): - Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan - Reaksi kimia menghasilkan energi listrik Sel elektrolisis: - Sebuah sel dimana potensial luar yang berlawanan menyebabkan reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara tak spontan - Energi listrik menyebabkan reaksi kimia terjadi

13 Hukum Faraday 1. Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel 2. Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melaui sel. Arus listrik (I) adalah jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian per satuan waktu. Jika Q adalah besarnya muatan (coulomb), t adalah waktu (detik), dan F adalah tetapan faraday (96,485 C mol -1 ), maka arus I adalah: Q I = t Jumlah elektron (mol elektron) = It 96,485 C mol -1

14 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN Kerja listrik w listrik = - Q E w listrik = - It E Tanda negatif muncul karena konvensi termodinamika Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energi bebas (∆G), dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, serta kerja listrik maksimum yang mampu dihasilkan dari reaksi - w listrik.maks = |∆G| (pada T dan P konstan) Jika sel difungsikan takreversibel (arus yang besar dimungkinkan untuk mengalir) ∆G = W listrik.rev Jika sel difungsikan reversibel ∆G = W listrik = - QE = - nFE (reversibel)

15 Contoh 8.3 Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode 1,5 jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaian dan kerja listrik yang dilakukan oleh aki Penyelesaian Muatan total adalah Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C Kerja listrik adalah w elek = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 10 4 J Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh aki adalah negatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.

16 Keadaan standar dan tegangan sel Energi bebas standar (∆G°), ∆G° = - n F E° Tegangan setengah-sel Untuk setengah-sel Zn 2+ |Zn dan Cu 2+ |Cu, setiap setengah-sel ditulis sebagai sebuah reduksi: Zn 2+ (aq) + 2e - → Zn(s)E° = - 0,76 V Cu 2+ (aq) + 2e - → Cu(s) E° = +0,34 V Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif (lebih besar) berlangsung sebagai reaksi reduksi dan terjadi di katoda. Potensial reduksi yang kurang positif (lebih kecil) berlangsung sebagai reaksi oksidasi di anoda. Tekanan 1 atm dan suhu tertentu Apabila larutan ideal, konsentrasi zat terlarutnya adalah 1 M ∆E° = E° (katoda) - E° (anoda)

17 Contoh 8.4 Sebuah setengah-sel Zn 2+ |Zn dihuhubungkan dengan sebuah setengah-sel Cu 2+ |Cu untuk membuat sel galvani, dimana [Zn 2+ ] = [Cu 2+ ] = 1,00 M. Tegangan sel pada 25°C diukur sama dengan E° = 1,10 V, dan Cu diamati melapisi selama berlangsungnya reaksi. Hitung ∆G° untuk reaksi kimia yang berlangsung dalam sel, untuk 1,00 mol seng terlarut. Penyelesaian Reaksinya adalah Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s) Karena Cu adalah produk. Untuk reaksi yang tertulis, dimana 1 mol Zn(s) dan 1 mol Cu 2+ (aq) bereaksi, 2 mol elektron melewati rangkaian luar, sehingga n = 2. Oleh karena itu, ∆G° = - n F E° = - (2,00 mol)(96,485 C/mol)(1,10 V) = - 2,12 x 105 J = kJ

18 8.4 PERSAMAAN NERNST Persamaan Nernst E = E° -ln Q E = E° -log Q (pada 25°C) Pengukuran tetapan kesetimbangan log K =E° (pada 25°C) 0,0592 n RT nF n 0,0592

19 Contoh 8.5 Hitung konstanta kesetimbangan dari reaksi: Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) Diketahui: E 0 Fe 2+ /Fe = - 0,44 V dan E 0 Cu 2+ /Cu = 0,34 V Penyelesaian: Katoda Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - E 0 = 0,44 V Anoda Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) E 0 = 0,34 V E 0 sel = 0,78 VFe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) +Cu(s) Log K = 2(0,78)/0,0592 K = 2,24 x 10 26

20 pH Meter Kawat perak Berlapis AgCl Membran kaca tipis HCl 1,0 M Kawat platina Larutan KCl dan Hg 2 Cl 2 jenuh Kalomel padat (Hg 2 Cl 2 (s)) Merkuri Tutup berpori Larutan yang pH-nya tidak diketahui

21 Setengah reaksi: 2Ag(s) + 2Cl - (1,0 M) → 2AgCl(s) + 2e - (anoda) H 3 O + (1,0 M) → H 3 O + (var) Hg 2 Cl 2 (s) + 2e - → 2Hg(l) + 2Hg(l) + 2Cl - (sat) (katoda) Keseluruhan sel: Ag|AgCl|Cl - + H 3 O + (1,0 M)|kaca|H 3 O + (var)||Cl - (sat)|Hg 2 Cl 2 (s)|Hg|Pt Persamaan Nernst untuk sel pH meter E = E° -log pH =E = E(ref) + (0,0592 ) pH pH = 0,0592 V n ∆E – ∆E(ref) 0,0592 E – E(ref) 0,0592

22 8.5 SEL ACCU DAN BAHAN BAKAR ACCU Sel Leclanche (sel kering seng-karbon) Elektroda positif Katoda grafit Selubung kertas Anoda seng Bubuk basah ZnCl 2 dan NH 2 Cl MnO 2 + grafit Elektroda negatif

23 Reaksi: Anoda : Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2e - Katoda : 2 MnO 2 (s) + 2NH 4+ (aq) + 2e - → Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (aq) + H 2 O(l) Zn(s) + 2 MnO 2 (s) + 2NH 4+ (aq) → Zn 2+ + Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (aq) + H 2 O(l) Dalam sel kering alkalin, NH 4 Cl diganti dengan KOH Anoda : Zn(s) + 2OH - (aq) → Zn(OH) 2 (s) + 2e - Katoda : 2 MnO 2 (s) + H 2 O(l) + 2e - → Mn 2 O 3 (s) + 2OH - (aq) Zn(s) + 2 MnO 2 (s) + H 2 O(l) → Zn(OH) 2 (s) + Mn 2 O 3 (s)

24 Sel seng-merkuri oksidaBerbentuk kancing (pipih) kecil Anoda : Campuran merkuri dan seng Katoda : Baja yang kontak dengan HgO(s) Elektrolit : KOH 45% Anoda : Zn(s) + 2OH - (aq) → Zn(OH) 2 (s) + 2e - Katoda : HgO(s) + H 2 O(l) + 2e - → Hg(l) + 2OH - (aq) Zn(s) + HgO(s) + H 2 O(l) → Zn(OH) 2 (s) + Hg(l)

25 Aki yang dapat diisi ulang - Aki sekunder - Diisi ulang dengan cara memberikan potensial luar yang berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel Sel nikel-kadmium (baterai nicad; baterai isi ulang) Anoda : Cd(s) + 2OH - (aq) → Cd(OH) 2 (s) + 2e - Katoda : 2 NiO(OH)(s) + 2H 2 O(l) + 2e - → 2NiO(OH)(s) + 2OH - (aq) Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + H 2 O(l) → Cd(OH) 2 (s) + 2Ni(OH)(s)

26 Aki penyimpan timbal-asamdigunakan dalam mobil Anoda : Pb(s) + SO 42- (aq) → PbSO 4 (s) + 2e - Katoda : PbO 2 (s) + SO 42- (aq) + 4H 3 O + + 2e - → PbSO 4 (s) + 6H 2 O(l ) Pb(s) + PbO 2 (s) + 2SO 42- (aq) + 4H 3 O + → 2PbSO 4 (s) + 6H 2 O(l)

27 Sel Bahan Bakar Aki : Bila bahan kimia habis, aki harus diisi ulang atau dibuang Sel bahan bakar : Dirancang untuk operasi kontinu, dengan reaktan yang disuplai dan produk diambil secara kontinu Contoh sel bahan bakar: sel bahan bakar hidrogen-oksigen, yang digunakan pada misi ruang angkasa Amerika Anoda (karbon berpori, berisi nikel) : H 2 (g) + 2OH - (aq) → 2H 2 O(l) + 2e - Katoda (karbon berpori berisi nikel : ½O 2 (g) + H 2 O(l) + 2e - → 2OH - 2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O(l)

28 Film H 2 O Anoda O 2 Katoda H 3 O + e-e- e-e- Fe 2+ Lapisan cat Reaksi anoda Fe → Fe e - Reaksi katoda ½O 2 + 2H 3 O + + 2e - → 3H 2 O Besi Reaksi kedua: (6+x)H 2 O(l) + 2Fe 2+ (ag) + ½O 2 (g) → Fe 2 O 3.xH 2 O(s) + 4H 3 O + (aq) Reaksi total: 2Fe(s) + 3 / 2 O 2 (g) + x H 2 O(l) → Fe 2 O 3. x H 2 O(l) 8.6 KOROSI DAN PENCEGAHANNYA Korosi

29 Beberapa daerah logam berperan sebagai anoda dan daerah lain sebagai katoda Anoda : Besi berubah menjadi ion ferro (Fe 2+ ) Permukaan logam menjadi berlubang (kehilangan logam karena oksidasi besi dan aliran ion logam ke katoda) Katoda : Ion ferro yang terbentuk secara simultan pada anoda kemudian bermigrasi ke katoda, dan selanjutnya dioksidasi oleh O 2 membentuk karat (Fe 2 O 3. xH 2 O) Pencegahan korosi - Pelapisan logam dengan cat atau plastik - Pasivasi (pembentukkan lapisan tipis logam oksida di permukaan logam)

30 log 10 Q hc = 0,00 - E katoda = 0,00 - log 8.7 ELEKTROLISIS DALAM LARUTAN BERAIR Elektrolisis air antara elektroda lembam seperti platina 2H 3 O + (aq) + 2e - → H 2 (g) + 2H 2 O(l) (katoda) 3H 2 O(l) → ½O 2 (g) + 2H 3 O + (aq) + 2e - (anoda) H 2 O(l) → H 2 (g) + ½O 2 (g) Berdasarkan definisinya, potensial E° untuk reaksi katoda adalah 0 V, tetapi karena konsentrasi H 3 O + (aq) dalam air murni bukan 1 M tetapi 1 x M, maka E berbeda dengan E° dan sama dengan E katoda = E° katoda -log = - 0,414 V 0,0592 V n 0,0592 V 2 P H 2 [H 3 O + ] 2 0,0592 V 2 1 [10 -7 ] 2

31 = 1,299 - log Setengah-reaksi anoda ditulis sebagai reaksi reduksi: ½O 2 (g) + 2H 3 O + (aq) + 2e - → 3H 2 O(l) Tabel potensial reduksi standar (Lampiran E) memberikan ξ° = 1,229 V. Pada kasus ini, konsentrasi H 3 O+(aq) cenderung = 1 x M dan bukan 1 M, sehingga Jika P O 2 = 1 atm. Tegangan sel total adalah E = E katoda – E anoda = - 0,414 – 0,815 = -1,229 V Potensial penguraian air Tanda negatif berarti proses tidak berlangsung spontan; dan hanya dapat berlangsung dengan memberikan tegangan luar yang cukup untuk mengatasi tegangan intrinstik sel E anoda = E° - = 0,815 V 0,0592 V 2 1 log (P O 2 ) ½ [H 3 O + ] 2 0,0592 V 2 1 [10 -7 ] 2

32 E (Na + |Na) = E° (Na + |Na) - log 1 + Elektrolisis larutan NaCl 0,10 M Katoda : Na+(0,1 M) + e - → Na(s)……………………......……(1) atau 2H 3 O + (10 -7 M) + 2e - → H 2 (g) + 2H 2 O(l)…….(2) Anoda : Cl - (0,1 M) → ½Cl 2 (g) + e - ……………………………….(3) atau 3H 2 O(l) → ½O 2 (g) + 2H 3 O + (10 -7 M) + 2e - ……..(4) Tidak setiap pasangan proses reaksi dapat berlangsung Untuk katoda, potensial reduksi setengah-reaksi pertama; = - 2,71 – 0,06 = - 2,77 V Karena nilai -2,77 lebih kecil dari E(H 3 O + (10 -7 )|H 2 ) = -4,414 reduksi Na + (reaksi katoda 1) tidak mungkin terjadi. Yang terjadi adalah reaksi katoda 2. 0,0592 V 1 [Na ]

33 - Untuk anoda: E (Cl 2 |Cl - ) = E° (Cl 2 |Cl - ) log= 0, ,059 = 0,594 V Karena nilai 0,594 lebih besar dari E(O 2, H 3 O + (10 -7 )|H 2 O) = 0,815 oksidasi Cl - reaksi anoda 3) tidak terjadi. Yang terjadi adalah reaksi anoda 4. Kesimpulan Untuk elektrolisis larutan netral dalam air: 1. Suatu spesies dapat direduksi hanya jika potensial reduksinya lebih besar dari – 0,414 V 2. Sebuah senyawa dapat dioksidasi hanya jika potensial reduksinya lebih kecil dari 0,815 V 0,0592 V 1 [Cl - ] P Cl 2½

34 LATIHAN SOAL-SOAL 1. Setarakan reaksi berikut, yang menunjukkan sebuah reaksi yang berlangsung dalam larutan basa dalam air: a. Ag(s) + HS - (aq) +CrO 42- → Ag 2 S(s) + Cr(OH) 3 (s) b. MnO 4- (aq) + Br - (aq) → MnO 2 (s) + BrO 3- (aq) c. Cl 2 (g) → ClO 3- (aq) + Cl - (aq) 2. Setarakan reaksi berikut yang berlangsung dalam suasana basa H 2 C 2 O 4 (aq) + 6H 3 O + (aq) + MnO 4- (aq) → CO 2 (g) + Mn 2+ (aq) + 14H 2 O

35 3. Bila potensial standar sel Cd(s)/Cd 2+ (aq)//Co 2+ (aq)/Co(s) pada 25 0 C sebesar 0,126 V. Berapakah ∆G 0 bagi reaksi Cd(s) + Co 2+ (aq)Cd 2+ (aq) + Co(s) 4. Diberikan data potensial setengah sel standar untuk reaksi 2HIO 3 (aq) + 10H e - ClO H + + 6e - I 2 (s) + 6H 2 0 E 0 = 1,20 V Cl - + 3H 2 O E 0 = 1,45 V a. Tentukan potensial standar bagi reaksi berikut 3I 2 (s) + 5ClO H 2 O(l)6HIO 3 (aq) + 5Cl - b. Apakah reaksi berlangsung secara spontan?

36 5. Bagi reaksi setengah berikut diketahui nilai E 0 = -0,29 V pada 25 o C CuO(s) + H 2 O(l) + 2e - Cu(s) + 2OH - a. Berapa E pada air murni atau OH - = M b. Berapa konsentrasi OH - apabila E = 0,00 V


Download ppt "BAB 8. BAB 8. ELEKTROKIMIA 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI 8.2 SEL ELEKTROKIMIA 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN 8.4 PERSAMAAN NERNST 8.5."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google