ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia

Slides:



Advertisements
Presentasi serupa
PENYEPUHAN LOGAM KELAS XII / SEMESTER 1 KURIKULUM PENYEPUHAN TEMBAGA
Advertisements

Mochamad Zakki Fahmi Lecturer of Chemistry Dept. Airlangga University
Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks
Redoks dan Elektrokimia
ELEKTROLISIS AIR.
Elektrolisis oleh siti zaharah.
Pokok Pembahasan 1. Pengertian Elektrokimia 2. Jenis – jenis sel Elektrokimia 3. Elektroda 4. Potensial Elektroda 5. Reaksi Redoks 6. Termodinamika sel.
Reaksi Redoks Spontan Reaksi ini dapat digunakan sebagai sumber listrik, karena terjadi aliran elektron. Reaksi ini dapat berlangsung antar berbagai fase,
BAB 8.
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA
REAKSI REDUKSI-OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA
TIM DOSEN KIMIA DASAR FTP UB 2012
Kimia Sel Volta Kelas XII Semester 1.
Contoh Soal: Hitung potensial sel yang terdiri dari elektroda Zn dan Cu: Zn / Zn 2+ // Cu 2+/ Cu Eo Cu = 0,34 volt Eo Zn = -
Elektrolisis Dr. Indra Noviandri.
SEL ELEKTROKIMIA.
ELEKTROKIMIA Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern”
AMINU IRFANDA SUPANDA GURU KIMIA SMA NEGERI 1 SUMBAWA BESAR
1 Pertemuan > > Matakuliah: >/ > Tahun: > Versi: >
REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA. PENYETARAN REAKSI REDOKS Dalam menyetarakan reaksi redoks JUMLAH ATOM dan MUATAN harus sama harus sama.
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
Elektrokimia TIM DOSEN KIMIA DASAR.
Redoks dan Elektrokimia
ELEKTROKIMIA Kimia SMK
Kimia Dasar II, Dept. Kimia, FMIPA-UI, 2009 Bab 5 Elektrokimia.
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
ELEKTROKIMIA untuk SMK Teknologi dan Pertanian
ELEKTROKIMIA.
Redoks Dan Elektrokimia
1. Sel volta 2. Elektrolisis
SEL ELEKTROKIMIA A. Volta B. Elektrolisis.
ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA
Titrasi Reduksi Oksidasi (Redoks)
LARUTAN ELEKTROLIT & ELEKTROKIMIA
ELEKTROGRAVIMETRI.
REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
Reaksi Redoks Spontan Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang berlangsung serta-merta. Contohnya adalah reaksi antara logam zink dengan larutan.
REAKSI ELEKTROLISIS (kimia XII)
materi SMA kelas XII semester ganjil
MATERI KURIKULER KIMIA SMP & SMU
ELEKTROKIMIA.
Bab 2 : Reaksi Redoks dan Elektrokimia
SMA Muhammadiyah I MEtro
Sel Elektrolisis.
PENYEPUHAN LOGAM KELAS XII / SEMESTER 1 KURIKULUM PENYEPUHAN TEMBAGA
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
Amalia Sholehah Jurusan Teknik Metalurgi FT – UNTIRTA
REAKSI REDOKS Oleh: M. Nurissalam, S.Si SMA MUHAMMADIYAH I METRO
SEL ELEKTROKIMIA.
ELEKTROKIMIA OLEH : RYANTO BUDIONO.
Kelas XII semester ganjil
Prof. Dr. ELLIZAR JALIUS, M.Pd
ELEKTROLISIS DENI EBIT NUGROHO HJBJHBJHBJH.
Penggunaan Elektrolisis
Elektrolisis Edi Nasra, S.Si., M.Si.
ELEKTROLISIS LARUTAN HCl DENGAN ELEKTRODA Pt
ELEKTROLISIS LARUTAN CuSO4 DENGAN ELEKTRODA Pt
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
KELOMPOK 2.
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
Oleh : Sunarto Sulkan,S.Pd
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI ELEKTROKIMIA SEL VOLTA SEL ELEKTROLISIS SEL YANG BERUBAH ENERGI KIMIA MENJADI ENERGI LISTRIK CIRI Menggunakan jembatan.
PERUBAHAN KIMIA DAN KERJA LISTRIK
DISUSUN OLEH: USWATUN HASANAH Assalamualaikum Wr, Wb,… MENENTUKAN BESAR TEGANGAN DAN ARUS LISTRIK PADA BUAH MENGKUDU.
Sel Elektrolisis KIMIA Asep Taufik, M.Pd.
ELEKTROKIMIA Elektrolisis a. Pada Anoda (+) : oksidasi
1 REAKSI REDOKS & ELEKTROKIMIA. 3 PENGERTIAN Reaksi kimia dimana terjadi perubahan bilangan oksidasi (Pengertian lebih luas) Reaksi kimia dimana terjadi.
Reaksi Redoks dan Elektrokimia
Transcript presentasi:

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

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

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

Reaksi sel : Atau : 4

Elektrolisis dalam Pelarut Air Jika elektrolisis dalam larutan berair, reaksi elektroda Sukar terjadi karena redoks pada air juga dapat terjadi Contoh : Elektrolisis larutan KNO3 5

® KNO K + NO Anoda : 2H O ® O + 4H + 4 e + Katoda : 2H O 2 e ® H + 2OH K+ = ke katoda NO3- = ke anoda ® + KNO K + NO - 3 3 Anoda : 2H O ® + O + 4H + - 4 e 2 2 + - Katoda : 2H O 2 e ® H + 2OH - /x2 2 2 ® + + 6H O 2H 4H + 4OH - + 2 O 2 2 (g) 2 4H O 2 elektolisis 2H O ® 2H + 2 O 2 2 (g) 2 (g) 6

Jika kation : ion logam IA, IIA, AI3+ dan Mn2+ maka yang tereduksi H2O Jika anion : NO3- , SO42-, ClO4-, BrO3- maka yang teroksidasi H2O Jika kation : Cu2+, Cu2+ akan tereduksi Jika anion : Br-, Br- akan teroksidasi 7

Larutan Cu(NO3)2 mengandung ion-ion Cu2+ dan NO3- Cu2+ : tereduksi di katoda, pada anoda H2O lebih mudah dioksidasi Reaksi : 8

Stoikiometri dalam Elektrolisis 1 mol e- = 1 Faraday = 96.500 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 Cu2+ + 2e-  Cu 9

Aplikasi pada Industri dari Elektrolisis a. Elektroplating 10

b. Produksi Aluminium Reaksi 11

c. Produksi Magnesium Reaksi : d. Produksi Natrium 12

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

Sel Galvani / Volta - + Yaitu : perubahan energi kimia menjadi listrik Terdiri dari 2 elektroda dan larutan elektrolit Katoda  elektroda positif  Reduksi Anoda  elektroda negatif  Oksidasi - + 14

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

Potensial Sel dan Potensial Reduksi Volt = electro motive force (emf) = ggl = gaya gerak listrik 1V = 1 J/C Potensial sel (Esel) 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

Eo = + 0,80 V Eo = + 0,34 V +0,46 V 17

Katoda Anoda 18

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

Potensial sel dan Termodinamika -G = Kerja Maximum a) Menentukan perubahan Energi bebas dari potensial sel n = mol e-  G = - n F Esel (STP) G = - n F Esel Kerja max = -n F Esel Contoh : Hitung G untuk reaksi dibawah ini dengan Esel = 0,320V Reaksi : Ni O2 + 2Cl- + 4H+  Cl2 + Ni2+ + 2H2O Jawab : 20

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

Menentukan Konstanta kesetimbangan G = - R T ln Kc G = - n F Esel Jika pada suhu 25 dan 1atm Contoh : Hitung Kc untuk reaksi NiO2 + 2Cl- + 4H+ Cl2 + Ni2+ + H2O Eo sel = 0,320 V 22

Jawab : 23

Menentukan Konsentrasi dari Percobaan Potensial Sel Contoh Seorang ahli kimia ingin mengukur konsentrasi Cu2+ dari sampel air. Dia memasukan elektroda perak ke dalam larutan AgNO3 IM. Kemudian di wadah yang lain dia masukan elektroda Cu ke dalam sampel. E0sel = 0,62 V, dengan menggunakan jembatan garam Berapa konstrasi Cu2+ dari sampel ? Diketahui : E0 Ag+ = 0,80 V E0 Cu2+ = 0,34 V E0 sel = E0 Ag+ - E0Cu2+ = 0,8 – 0,34 = 0,46 V Reaksi Cu(s) + 2 Ag+ (ag) Cu2+ (ag) + 2Ag(s) 26

Jawab 27

Praktek Aplikasi dan Sel Galvani 1. Akumulator (Aki) Katoda : PbO + 4H + + SO 2 - + 2e - ® PbSO + 2H O (ag) (ag) 2(s) 4 4(s) 2 Anoda : Pb + - SO 2 ® PbSO + 2e - (ag) (s) 4 4(s) + + + + 2 - PbO Pb 4H 2SO ® 2PbSO + 2H O 2(s) (s) 4 4(s) 2 2. Baterei Merkuri Anoda Zn(s) + 2OH-(aq) ZnO(s) + H2O + 2e Katoda HgO(s) + H2O + 2e Hg(l) + 2OH- 3. Baterei Kering (Zn – C) Anoda : Zn(s)+2OH-(ag) ZnO(s)+H2O + 2e- Katoda : 2 MnO2(s) + H2O + 2e MnO3(s) + 2OH- (ag) 4. Baterei Tembaga Oksida 5. Baterei Lithium 28