1. Sel volta 2. Elektrolisis ELEKTROKIMIA 1. Sel volta 2. Elektrolisis

2.2 Sel Volta Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik. Sel volta memiliki elektroda logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya, ciri-ciri : Terjadi reaksi redoks, yaitu reaksi reduksi pada katoda dan oksidasi pada anoda Terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik Katoda (+) dan anoda (-) Terjadi reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik

Reaksi yang berlangsung pada proses tersebut sebagai berikut : Katoda (reduksi) : Cu²⁺(aq) + 2e‾ Cu(s) Anoda (oksidasi) Zn(s) Zn⁺(aq) + 2e‾

anoda| ion anoda|| ion katoda| katoda Notasi sel volta Sel volta merupakan tempat berlangsungnya proses kimia yang menghasilkan listrik. Berikut sel volta unuk contoh gambar yang sebelumnya : Kita dapat mengekspresikan dalam bentuk Notasi Sel: anoda| ion anoda|| ion katoda| katoda Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Contoh : Zn(s) Zn⁺(aq) + 2e‾ = 0,76 V Hasil pengukuran menunjukan 0,76 volt (Zn mengalami oksidasi), maka potensial reduksinya : Zn(s) Zn⁺(aq) + 2e‾ = 0,76 V dengan notasi : Zn │Zn2+ Eº = -0,76 V

Potensial Elektroda Standar E°sel = E°reduksi - E°oksidasi Reaksi berlangsung spontan jika E°sel > 0

Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au Deret Volta Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au Ered < 0 Ered > 0 Ered = 0 Semakin ke kiri: Sifat reduktor makin kuat Semakin mudah teroksidasi Semakin ke kanan: Sifat oksidator makin kuat Semakin mudah tereduksi

Kesesuaian dengan Deret Volta Li(s) + Ga3+(aq)  Li+(aq) + Ga(s) 0 +3 +1 0 Reaksi Oksidasi Reaksi Reduksi

Sel volta dalam kehidupan sehari-hari Aki PbSO4(s) + H+(aq) +2e- → Pb(s) + HSO4-(aq)  (elektrode Pb sebagai katoda) PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e-   (elektrode PbO2 sebagai anoda).

Baterai kering Sel ini biasanya digunakan sebagai sumber tenaga atau energi pada lampu, senter, radio, jam dinding, dan masih banyak lagi. Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-  (anoda) 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) H2O(l)  (katoda) Baterai litium Li│Li+ (pelarut non-air)│KOH (pasta)│MnO2, Mn(OH)3, C

Korosi Korosi (perkaratan) adalah rusaknya logam akibat teroksidasinya logam tersebut oleh oksigen yang berada di lingkungannya. Reaksi Sel : 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 2Fe2+(aq) + 4OH-(aq)

Faktor yang mempercepat korosi : 1. Air dan kelembapan udara 2. Elektrolit 3. Permukaan logam yang tidak rata 4. Terbentuknya sel elektrokimia

Faktor yang menghambat korosi Mengontrol kelembapan udara Mencegah logam bersentuhan dengan oksigen Perlindungan katodik Proses pelapisan dengan pengecatan ataupun penyepuhan.

Elektrolisis sel volta

Reaksi pada katoda 1. Jika yang menuju katoda adalah ion positif, dari golongan IA, IIA Bilangan berupa larutan : ion-ion tidak tereduksi, yang tereduksi pelarutannya (H2O) karna E⁰red lebih besar. 2H2O + 2e‾ 2OH‾ + H2 b) Bila berupa leburan ion tersebut yang tereduksi Lⁿ+ + n.e‾ L

2. Jika yang menuju katoda ion H+ akan tereduksi : 2H+ + 2e‾ H₂(g) 3 2. Jika yang menuju katoda ion H+ akan tereduksi : 2H+ + 2e‾ H₂(g) 3. Jika yang menuju katoda selain ion-ion seperti nomor 1 dan 2 akan tereduksi membentuk endapan : Ag+ + e‾ Ag(s) Cu²+ + 2e‾ Cu(s)

Jika anodanya inert/tidak aktif (Pt, Au, C) Reaksi pada anoda Jika anodanya inert/tidak aktif (Pt, Au, C) a. bila yang menuju anoda ion sisa asam yang mengandung atom dengan billangan oksidasi maksimal, yang teroksidasi adalah air (H2O) 2H2O 4H+ + O2 + 4e‾ b. bila yang menuju anoda ion OH‾akan teroksidasi : 4OH‾ 2H2O + O2 + 4e‾ c. bila yang menuju anoda ion-ion Halida (Cl‾,Br‾,I‾) akan teroksidasi 2Cl‾ Cl2 + 2e‾ 2Br‾ Br2 + 2e‾ 2I‾ I2 + 2e‾

2. Jika anoda aktif ( selain Pt, AU, C ) anodanya teroksidasi Cu Cu2+ + 2e‾

Contoh dalam kehidupan sehari-hari Industri Metalurgi a. Proses Hall Proses untuk mendapatkan logam aluminium dari bijih bauksit Al2O3 yang dilarutkan dalam Kriolit (Na3AlF6) b. Pemurnian Tembaga Tembaga yang diperoleh dari reduksi bijih tembaga (tidak murni), dimurnikan dengan elektrolisis CuSO4 dengan Cu murni di katode dan cu tidak murni di anode

2. Industri Bahan Kimia Pembuatan gas klorin dan NaOH dengan menggunakan sel diafragma 3. Industri Kerajinan Digunakan pada penyepuhan logam

Hukum faraday I G = massa e = massa ekuivalen i = kuat arus ( Ampere) t = waktu (detik) 1 mol e  1F  96500 C (Coulomb)

Contoh soal : Arus listrik sebesar 5 ampere dialirkan dalam larutan CuSO4 selama 2 jam. Berapa gram logam Cu (Ar = 63,5) yang dapat dihasilkan ?

Jawab : CuSO4  Cu2+ + SO42– Val. Cu = 2 t = 2 jam  3600 detik/jam = 7200 detik I = 5 Ampere Ar = 63,5 gram/mol G = 11,85 gram

Hukum faraday II G1 = massa zat 1 G2 = massa zat 2 e1 = massa ekuivalen 1 e2 = massa ekuivalen 2

Contoh soal : Kedalam 2 sel larutan AgNO3 dan larutan CuSO4 yang disusun secara seri dialirkan arus listrik. Ternyata diendapkan 5,4 gram logam Ag. Tentukan jumlah logam Cu yang diendapkan! (Ar: Ag = 108, Cu = 63,5)

Jawab : AgNO3  Ag+ + NO3– valensi Ag = 1 CuSO4Cu2+ +SO42– valensi Cu = 2

Kesimpulan No Sel volta Sel elektrolisis 1 Reaksi spontan Reaksi tidak spontan 2 Anoda kutub negatif Anoda kutub positif 3 Katoda kutub positif Katoda kutub negatif 4 Energi kimia menjadi energi listrik Energi listrik menjadi energi kimia

Created by : Eco Jatmiko Eric Soehandi Fandian Mahza Hardiyanti Irma Rahayu Jessy Rhapsari Grade : XII SCI 2