Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia Reaksi reduksi – oksidasi terjadi pada beberapa sistem kimia. Misalnya pada pengkaratan besi, pemutihan.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia Reaksi reduksi – oksidasi terjadi pada beberapa sistem kimia. Misalnya pada pengkaratan besi, pemutihan."— Transcript presentasi:

1

2 ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia Reaksi reduksi – oksidasi terjadi pada beberapa sistem kimia. Misalnya pada pengkaratan besi, pemutihan pada zat warna dan reaksi foto- sintesis. Semua reaksi spontan yang menye- babkan elektron mengalir pada sebuah kawat, reaksi redoks terjadi, proses tersebut disebut Perubahan Elektrokimia. Ilmu yang mempelajarinya disebut Elektrokimia. 1

3 Elektrolisis Yaitu : perubahan energi listrik menjadi kimia.  Sel Elektrolisis : alat-alat untuk elektrolisis  Elektroda : Penghantar listrik masuk ke dalam dan keluar dari zat yang bereaksi Perpindahan elektron diantara elektroda dan zat-zat dalam sel menghasilkan reaksi, terjadi pada permukaan elektroda. Zat yang dapat dielektrolisis adalah leburan Ion dan larutan yang mengandung ion terlarut. Anoda  elektroda positif  Oksidasi Katoda  elektroda negatif  Reduksi 2

4 Anion membawa muatan ke anoda, kation ke katoda Elektron bergerak dari anoda ke katoda 3

5 Reaksi sel : Atau : 4

6 Elektrolisis dalam Pelarut Air Jika elektrolisis dalam larutan berair, reaksi elektroda Sukar terjadi karena redoks pada air juga dapat terjadi Contoh : Elektrolisis larutan KNO 3 5

7 elektolisis 2(g) O2 2H O O4H O24OH 4H 2H O6H /x2 2OH H 2 O2H : Katoda 4 4H O O2H : Anoda NO K KNO          e e 6 K + = ke katoda NO 3 - = ke anoda

8 Jika kation: ion logam IA, IIA, AI 3+ dan Mn 2+ maka yang tereduksi H 2 O Jika anion : NO 3 -, SO 4 2-, ClO 4 -, BrO 3 - maka yang teroksidasi H 2 O Jika kation : Cu 2+, Cu 2+ akan tereduksi Jika anion : Br-, Br- akan teroksidasi 7

9 Larutan Cu(NO 3 ) 2 mengandung ion-ion Cu 2+ dan NO 3 - Cu 2+ : tereduksi di katoda, pada anoda H 2 O lebih mudah dioksidasi Reaksi : 8

10 Stoikiometri dalam Elektrolisis 1 mol e - = 1 Faraday = Coulomb 1 C = 1 Amper x 1 detik W = massa logam yang mengendap (g) e = BE atau MR/valensi i = kuat arus (ampere) t = waktu (detik) Contoh : Berapa gram Cu yang diendapkan di katoda, jika kuat arus Yang mengalir 2A dalam 20 menit. Ar Cu = 63,5 g/mol Jawab : T = 20 menit = 20 x 60 = 1200 detik Cu e -  Cu 9

11 Aplikasi pada Industri dari Elektrolisis a. Elektroplating 10

12 Reaksi b. Produksi Aluminium 11

13 c. Produksi Magnesium Reaksi : d. Produksi Natrium 12

14 e. Penyulingan Copper / Cu f. Elektrolisis pada Air Garam/larutan garam dapur Reaksi : 13

15 Sel Galvani / Volta Yaitu : perubahan energi kimia menjadi listrik Terdiri dari 2 elektroda dan larutan elektrolit Katoda  elektroda positif  Reduksi Anoda  elektroda negatif  Oksidasi

16 Notasi Sel Anoda elektroda Elektrolit Anoda Elektrolit Katoda Elektroda Katoda Anoda Katoda Jembatan garam 15

17 Volt = electro motive force (emf) = ggl = gaya gerak listrik 1V = 1 J/C Potensial sel (E sel ) pada suhu 25  C, 1 atm, 1,00 M Disebut Potensial Standar Sel (E  sel) Potensial Reduksi pada suhu 25  C, 1 atm  Potensial Standar Reduksi 16 Potensial Sel dan Potensial Reduksi

18 17 E o = + 0,80 V E o = + 0,34 V +0,46 V

19 Katoda Anoda 18

20 Menggunakan Potensial Standar Reduksi Memperkirakan reaksi redoks spontan Spontan : Jika reaksi setengah sel dengan potensial reduksi yang lebih positif selalu ditulis ada namanya, reduksi dan setengah reaksi lain oksidasi Menentukan sebuah reaksi spontan dari perhitungan potensial sel. dalam sel Galvani perhitungan potensial sel untuk reaksi spontan selalu bernilai positif 19

21 Potensial sel dan Termodinamika -  G = Kerja Maximum a) Menentukan perubahan  Energi bebas dari potensial sel Kerja max = -n F E sel n = mol e -   G = - n F E sel (STP)  G  = - n F E  sel Contoh : Hitung  G  untuk reaksi dibawah ini dengan E  sel = 0,320V Reaksi : Ni O 2 + 2Cl - + 4H +  Cl 2 + Ni H 2 O Jawab : 20

22 b) Menentukan reaksi sel dan potensial sel pada sel Galvani Contoh : 21

23 Menentukan Konstanta kesetimbangan  G  = - R T ln K c  G  = - n F E  sel Jika pada suhu 25  dan 1atm Contoh : Hitung Kc untuk reaksi NiO 2 + 2Cl - + 4H + Cl 2 + Ni 2+ + H 2 O E o sel = 0,320 V 22

24 Jawab : 23

25 Menentukan Konsentrasi dari Percobaan Potensial Sel Seorang ahli kimia ingin mengukur konsentrasi Cu 2+ dari sampel air. Dia memasukan elektroda perak ke dalam larutan AgNO 3 IM. Kemudian di wadah yang lain dia masukan elektroda Cu ke dalam sampel. E 0 sel = 0,62 V, dengan menggunakan jembatan garam Berapa konstrasi Cu 2+ dari sampel ? Contoh Diketahui : E 0 Ag + = 0,80 V E 0 Cu 2+ = 0,34 V E 0 sel = E 0 Ag + - E 0 Cu 2+ = 0,8 – 0,34 = 0,46 V Reaksi Cu (s) + 2 Ag + (ag) Cu 2+ (ag) + 2Ag (s) 26

26 Jawab 27

27 Praktek Aplikasi dan Sel Galvani 1. Akumulator (Aki) 2. Baterei Merkuri Anoda Zn (s) + 2OH - (aq) ZnO (s) + H 2 O + 2e Katoda HgO (s) + H 2 O + 2e Hg (l) + 2OH - 3. Baterei Kering (Zn – C) Anoda : Zn (s) +2OH - (ag)ZnO (s) +H 2 O + 2e - Katoda : 2 MnO 2(s) + H 2 O + 2eMnO 3(s) + 2OH - (ag) 4. Baterei Tembaga Oksida 5. Baterei Lithium O2H2PbSO2SO4HPbPbO 2ePbSOSOPb : Anoda O2HPbSO2eSO4HPbO:Katoda 24(s) 2 4(s)2(s) 4(s) (ag) 2 4(s) 24(s) (ag) 2 4 2(s)           28


Download ppt "ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia Reaksi reduksi – oksidasi terjadi pada beberapa sistem kimia. Misalnya pada pengkaratan besi, pemutihan."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google