Reaksi Redoks Spontan Reaksi ini dapat digunakan sebagai sumber listrik, karena terjadi aliran elektron. Reaksi ini dapat berlangsung antar berbagai fase, misal : Fase padat non-logam dengan fase larutan S(s) + 2HCl(aq)  H2S(g) + Cl2(g) Bila reaksi tersebut dibalik, spontankah ? Fase larutan dengan fase larutan 8KI(aq)+ 5H2SO4(aq) 4K2SO4(aq)+ 2H2S(g)+ 4I2 (s) + 4H2O(l) Bila reaksi tersebut dibalik, spontankah ?

Reaksi Redoks Spontan Reaksi yang lebih terkenal adalah reaksi antara fase padat (logam) dengan fase larutan. misal : Cu(s) + HNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq)+ NO(g) + H2O(l) 2. Zn(s)+ H2SO4(aq) ZnSO4(aq)+ H2(g+ H2O(l) Reaksi ini sering dipakai dalam pembuatan sel, dimana Logam merupakan elektrodanya, dan larutan sebagai elektrolitnya. Kemampuan logam untuk bereaksi dalam elektrolit berbeda- beda tergantung pada keaktifan logam tersebut Penentuan keaktifan logam dilakukan melalui pengukuran Potensial Reduksinya (Eo)

Potensial Reduksi Standar (Eo) Data lengkap potensial reduksi standar logam-logam dapat dilihat pada tabel di buku-buku paket kimia. Misal : Na+(aq) + e Na(s) Eo = - 2,71 Volt Cu 2+(aq)+ 2e Cu(s) Eo = + 0,34 Volt berarti Logam Na lebih mudah mengalami reaksi ( reduksi / oksidasi )* Logam Cu lebih mudah mengalami reaksi ( reduksi / oksidasi )* Semakin besar Eo maka semakin mudah mengalami reaksi ( reduksi / oksidasi )* + 2,71 Na(s) Na+(aq) + e Eo = ………….. Volt

DERET VOLTA Pengetahuan tentang Deret Keaktifan Logam sangat penting untuk menjelaskan apakah suatu reaksi redoks dapat berlang- sung atau tidak (tanpa data Eo). Misal, dapatkah reaksi berikut berlangsung ? : 2Na+(aq) + Cu(s) Cu2+ (aq) + 2Na(s) Tidak dapat, karena Cu lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan Na Cu2+(aq)+ 2Na(s) Cu(s) + 2Na+(aq) Dapat, karena Cu lebih mudah mengalami reduksi dibanding-kan Na

* Semakin mudah mengalami reaksi reduksi * Semakin bersifat oksidator DERET VOLTA Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, H2O, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Dari kiri ke kanan * Eo semakin positip * Semakin mudah mengalami reaksi reduksi * Semakin bersifat oksidator * Semakin tidak reaktif * Semakin bersifat kutub positip dalam sel (katoda) Jadi bila, Cu 2+(aq)+ 2Na(s) Cu(s) + 2Na+(aq) Dapatkah reaksi tersebut berlangsung ? Unsur logam manakah yang lebih bersifat oksidator ? Unsur logam manakah yang lebih bersifat anoda dalam sel ?

Soal – Soal Deret Volta 1. Apakah tembaga dapat larut dalam larutan Asam Klorida ? atau Apakah reaksi Cu(s) + 2H+(aq)  Cu2+(aq) + H2(g) dapat berlangsung spontan ? X 2. Apakah larutan FeCl3 dapat melarutkan tembaga ? atau Apakah reaksi Fe3+(aq) + Cu(s)  Fe2+(aq) + Cu2+(aq) dapat berlangsung spontan ? Dik : Fe3+(aq) + e  Fe2+(aq) Eo = 0,77 V Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) Eo = 0,34 V √ 3. Dapatkah reaksi berikut berlangsung pada kondisi standar ? a. Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+(aq) + Cu(s) √ b. Ni(s) + Zn2+(aq)  Ni2+(aq) + Zn(s) X

SEL ELEKTROKIMIA SMA NEGERI 3 DEPOK Presented by : Agus Tjahjono Chemistry Teacher SMA NEGERI 3 DEPOK

Contoh Sel Elektrokimia Yaitu : Sel yang dapat menimbulkan energi listrik melalui proses reaksi kimia (Redoks) Contoh Sel Elektrokimia Sel Primer Untuk sekali pakai Tidak dapat dicharge

Sel Sekunder Dapat di Charge

STRUKTUR SEL Sepasang elektrode Penghantar Elektrolit Arus DC - H+ SO42- Katoda Anoda ELEKTRODA ELEKTRODA ( - ) ( + ) ELEKTROLIT ASAM SULFAT

POTENSIAL SEL A. SEL PRIMER (Volta) Cu2+ + 2e-  Cu Eo = 0,34 V Dari data Potensial Reduksi ke-2 elektroda Cu2+ + 2e-  Cu Eo = +0,34 V Ni2+ + 2e-  Ni Eo = - 0,25 V Maka Elektroda Cu lebih mudah mengalami reduksi dibanding- kan Elektroda Ni. Sehingga Cu adalah Kutub Katoda (+) dan Ni adalah Kutub Anoda (-) Cu2+ + 2e-  Cu Eo = 0,34 V Ni  Ni2+ + 2e- Eo = 0,25 V Sehingga reaksi Sel dan Potensialnya adalah : ( + ) ( - ) ______________________________________________________ Cu2+ + Ni  Cu + Ni2+ E sel = 0,59 V

Elektrolitnya bersifat asam B. SEL PRIMER (Dry Cell) Anode (-) : Zn  Zn2+ + 2e- Eo = +1,2 V Katode (+) : 2 MnO2 + 2H+ + 2e-  Mn2O3 + H2O Eo = +0,3 V ____________________________________________________________ Zn + 2MnO2 + 2H+  Zn2+ + Mn2O3 + H2O E sel = 1,5 V Elektrolitnya bersifat asam Carbon ZnCl2 Seng NH4Cl MnO2 H2O

C. SEL PRIMER (Alkaline) Potensialnya lebih konstan karena tidak melibatkan ion di elektrodanya Arus yang dihasilkan juga lebih besar karena Anoda Seng-nya berpori sehingga memperluas permukaan anoda Usia pemakaian batere lebih tahan lama Anode (-) : Zn + 2OH-  ZnO + H2O + 2e- Eo = +1,2 V Katode (+) : 2 MnO2 + 2H2O + 2e-  Mn2O3 + 2OH- Eo = +0,3 V ____________________________________________________________ Zn + 2MnO2  ZnO + Mn2O3 E sel = 1,5 V Elektrolitnya basa KOH

D. SEL SEKUNDER (ACCUMULATOR) Anode (-) : Pb + SO42-  PbSO4 + 2e- Eo = +0,126 V Katode (+) : PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e-  PbSO4 + 2H2O Eo = +1,874 V ___________________________________________________________________ Pb + PbO2 + 2SO42- + 4H+  2PbSO4 + 2H2O E sel = +2,0 V Bila 6 sel disusun secara seri, akan dihasilkan potensial 12 V Saat aki diisi ulang, terjadi reaksi sebaliknya : PbSO4 + 2H2O  Pb + PbO2 + 2SO42- + 4H+

E. SEL SEKUNDER (Ni-Cd) E sel = 1,4 V Elektrolitnya basa Merupakan sel kering yang dapat diisi kembali Dipakai pada : kalkulator, kamera digital Potensial sel bertahan sangat konstan selama pemakaian Anode (-) : Cd + 2OH-  Cd(OH)2 + 2e- Eo = + V Katode (+) : NiO2 + 2H2O + 2e-  Ni(OH)2 + 2OH- Eo = + V ____________________________________________________________ Cd + NiO2 + 2H2O  Cd(OH)2 + Ni(OH)2 E sel = 1,4 V Elektrolitnya basa

KESIMPULAN DARI SEL ELEKTROKIMIA Struktur selnya : Sepasang elektroda  (+) dan (-) Elektrolit sebagai penghantar 2. Arus yang dihasilkan : Searah (DC) 3. Nilai potensial sel : Tergantung jenis elektrodanya dan dapat ditingkatkan dengan menyusun sel secara seri 4. Sel dapat di-charge ulang tergantung pada jenis elektroda, dan elektrolitnya