ELEKTROKIMIA Kimia SMK

ELEKTROKIMIA Kimia SMK
KELAS XI SEMESTER 2 SMKN 7 BANDUNG

Isi dengan Judul Halaman Terkait
SK DAN KD Standar Kompetensi Memahami perkembangan konsep reaksi kimia Kompetensi Dasar Mendiskripsikan pengertian umum reaksi kimia Membedakan konsep oksidasi, reduksi dan reaksi lainnya Hal.: 2 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROKIMIA Adalah ilmu kimia yang berhubungan dengan energi listrik dan energi kimia. Proses elektrokimia adalah reaksi redoks (oksidasi reduksi). Hal.: 3 Isi dengan Judul Halaman Terkait

REAKSI REDOKS Perbedaan Reaksi Reduksi dan Oksidasi Reduksi Oksidasi Reaksi pelepasan oksigen Contoh : 2Fe2O3  4Fe + 3O2 Reaksi pengikatan oksigen Contoh ; 2Ca + O2  2CaO Reaksi penerimaan elektron Contoh; Cu2+ + 2e  Cu Reaksi pelepasan elektron Contoh; Zn  Zn2+ + 2e Reaksi penurunan Biloks Contoh; Na+ +1e  Na Reaksi kenaikan biloks Contoh; Ag  Ag+ + 1e Hal.: 4 Isi dengan Judul Halaman Terkait

AUTOREDOKS Adalah Reaksi redoks dimana sebuah zat mengalami reduksi sekaligus oksidasi Contoh : (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 +H2O Hal.: 5 Isi dengan Judul Halaman Terkait

BILANGAN OKSIDASI Muatan listrik yang dimiliki unsur dalam senyawa atau ion. Penentukan bilangan oksidasi : 1. Semua unsur memiliki bilangan oksidasi nol. 2. Unsur-unsur logam memiliki bilangan oksidasi positif, unsur non logam memiliki bilangan oksidasi positif atau negatif. Hal.: 6 Isi dengan Judul Halaman Terkait

3.Bilangan oksidasi tertinggi dalam golongan IA hingga VIIA adalah sama dengan nomor golongannya. 4.Logam-logam transisi (IB, IIIB sampai VIIIB) memiliki beberapa bilangan oksidasi, seperti Cr memiliki bilangan oksidasi 5 (+2,+3,+4,+5,+6) 5.Bilangan oksidasi hidrogen adalah -1, atom logam adalah nol. Hal.: 7 Isi dengan Judul Halaman Terkait

METODE PENYETARAAN REAKSI
Metode perubahan bilangan oksidasi Metode ion elektron (setengah reaksi) Hal.: 8 Isi dengan Judul Halaman Terkait

METODE PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI
Langkah-langkah sbb: Tentukan reaksi oksidasi dan reduksi dengan cara melihat perubahan bilangan oksidasi, tuliskan berapa perubahan bilangan oksidasi tersebut. Samakan jumlah elektron yang dilepaskan dan jumlah elektron yang diterima dengan cara menambahkan koefisien. Hal.: 9 Isi dengan Judul Halaman Terkait

3. Samakan jumlah muatan ruas kiri dan jumlah muatan ruas kanan dengan cara; Jika muatan di ruas kiri lebih kecil, tambahkan H+ Jika muatan di ruas kiri lebih besar, tambahkan OH- 4. Akhirnya samakan jumlah atom H di ruas kiri dan ruas kanan dengan cara menambahkan H2O di ruas kanan Hal.: 10 Isi dengan Judul Halaman Terkait

CONTOH REAKSI REDOKS Setarakan reaksi; Fe2+ + MnO4-  Fe3+ + Mn2+ Langkah 1; Fe2+ + MnO4-  Fe3+ + Mn Langkah 2; 5Fe2+ + MnO4-  5Fe3+ + Mn2+ Langkah 3; jumlah muatan di ruas kiri = +9 jumlah muatan di ruas kanan = +17 jadi harus ditambahkan 8H+ di ruas kiri = 5Fe2+ + MnO4- + 8H+  5Fe3+ + Mn2+ Langkah 4; Di ruas kiri ada 8 atom H, tambahkan 4H2O di ruas kanan; 5Fe2+ + MnO4- + 8H+  5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Hal.: 11 Isi dengan Judul Halaman Terkait

METODE SETENGAH REAKSI
Tuliskan masing-masing setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi dan setarakan unsur yang mengalami perubahan Tambahkan satu molekul H2O pada; 1. Bagian yang kekurangan satu atom O, untuk suasana asam 2. Bagian yang kelebihan satu atom O, untuk suasana basa Hal.: 12 Isi dengan Judul Halaman Terkait

3. Setarakan hidrogen dengan menambahkan; Ion H+ untuk suasana asam Ion OH- untuk suasana basa 4. Setarakan muatan dengan penambahan elektron 5. Setarakan elektron masing-masing reaksi, kemudian jumlahkan. Hal.: 13 Isi dengan Judul Halaman Terkait

CONTOH REAKSI REDOKS Setarakan reaksi berikut; ClO3- + S2O32-  Cl- + S4O62- (asam) Langkah 1; ClO3-  Cl- 2S2O32-  S4O62- Langkah 2; ClO3-  Cl- + 3H2O Langkah 3; H+ + ClO3-  Cl- + 3H2O Langkah 4; e + 6H+ + ClO3-  Cl- + 3H2O 2S2O32-  S4O e Langkah 5; (6e + 6H+ + ClO3-  Cl- + 3H2O)X1 (2S2O32-  S4O e)X3 6H+ + ClO3- + 6S2O32-  Cl- + 3H2O + 3S4O62- Hal.: 14 Isi dengan Judul Halaman Terkait

SEL ELEKTROKIMIA Hal.: 15 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROKIMIA Terbagi menjadi 2 bagian : Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (sel galvani/ sel volta) Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa) Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit. Hal.: 16 Isi dengan Judul Halaman Terkait

SEL VOLTA / GALVANI Hal.: 17 Isi dengan Judul Halaman Terkait

PRINSIP PRINSIP SEL VOLTA ATAU SEL GALVANI :
Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi, anoda kutub negatif Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi, katoda kutub positif Elektron mengalir dari anoda ke katoda Hal.: 18 Isi dengan Judul Halaman Terkait

SEL VOLTA Deret Volta/deret kereaktifan logam Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi. Hal.: 19 Isi dengan Judul Halaman Terkait

MACAM MACAM SEL VOLTA Sel Kering atau Sel Leclance Sel Aki ( Accumulator ) Sel Bahan Bakar Baterai Ni - Cd Hal.: 20 Isi dengan Judul Halaman Terkait

POTENSIAL REDUKSI STANDAR (PRS)
Yaitu reaksi reduksi yang dapat menimbulkan potensial listrik, dengan menggunakan elektroda hidrogen sebagai pembanding Pada kondisi standard (konsentrasi larutan 1M, tekanan gas 1 atm), maka harga voltasenya adalah: E0 sel= E0 katoda – E0 anoda Hal.: 21 Isi dengan Judul Halaman Terkait

CONTOH SOAL Elektroda Pb dicelupkan dalam larutan PbSO4 1M dan elektroda Zn yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4 tentukan potensial sel elektrokimia pada suhu 250 C Jawab : Dari tabel potensial reduksi standar : Pb e  Pb E0=-0,13 volt Zn e  Zn E0=-0,76 volt Hal.: 22 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Maka : E0sel = E0 katoda - E0 anoda = E0 Pb2+/Pb - E0 Zn/Zn2+ = -0,13 V- (-0,76 V) = + 0,63 V. Tanda positif menyatakan proses berjalan spontan Hal.: 23 Isi dengan Judul Halaman Terkait

APLIKASI SEL GALVANI Aki mobil Hal.: 24 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Baterai Alkalin Hal.: 25 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Proteksi besi oleh Zn terhadap korosi Hal.: 26 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROLISIS Hal.: 27 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROLISIS PADA LELEHAN NaCl
Reaksi elektrolisis pada lelehan (tanpa air) sel diisi lelehan NaCl, elektroda inert (elektroda yang tidak bereaksi dengan lelehan NaCl) dicelupkan ke dalam sel dan dihubungkan ke sumber listrik searah / Direct Current (DC) Perubahan kimia yang terjadi pada gambar diatas , dapat dinyatakan sbb: Hal.: 28 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Katoda Na+ (l) + e  Na (s) Anoda 2Cl- (l)  Cl2 (g) + 2e Anoda adalah elektroda tempat terjadinya oksidasi Katoda adalah elektroda tempat terjadinya reduksi Hal.: 29 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROLISIS DALAM LARUTAN
Elektrolisis larutan kalium nitrat. Hal.: 30 Isi dengan Judul Halaman Terkait

MACAM MACAM ELEKTRODA Ada 2 macam elektroda, Elektroda yang tidak ikut bereaksi (Pt/C) atau elektroda inert 2. Elektroda yang bereaksi (di luar Pt/C) atau elektroda non inert Hal.: 32 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROLISIS DENGAN ELEKTRODA Pt ATAU C
Reaksi-reaksi pada katoda adalah reduksi terhadap kation, jadi yang perlu kita perhatikan hanyalah kation saja Jika larutan mengandung ion-ion logam alkali, ion logam alkali tanah, ion Al3+ dan ion Mn2+ maka ion-ion logam ini tidak dapat di reduksi dari larutan yang akan mengalami reduksi adalah pelarut cair dan terbentuklah gas hidrogen (H2) pada katoda; 2H2O + 2e  2OH- + H2 Hal.: 33 Isi dengan Judul Halaman Terkait

2. Jika larutan mengandung asam, maka ion H+ dari asam akan direduksi menjadi gas hidrogen (H2) pada katoda; 2H+ + 2e  H2 Jika larutan mengandung ion-ion logam yang lain, maka ion-ion logam ini akan direduksi menjadi masing-masing logamnya dan logam yang terbentuk itu diendapkan pada permukaan batang katoda. Contoh: Zn2+ + 2e  Zn, Cr3+ + 3e  Cr Hal.: 34 Isi dengan Judul Halaman Terkait

REAKSI REAKSI PADA ANODA
Adalah oksidasi terhadap anion, jadi yang perlu kita perhatikan hanyalah anion saja. Ion-ion halida (F-, Cl-, Br-, I-) akan dioksidasi menjadi halogen-halogen. Contoh: 2 Cl-  Cl2 + 2e, 2Br-  Br2 + 2e 2. Ion OH- dari basa akan dioksidasi menjadi gas oksigen (O2). Contoh: 4OH-  2H2O + O2 + 4e Hal.: 35 Isi dengan Judul Halaman Terkait

3. Anion-anion yang lain (SO42-, NO3-, dsb) tidak dapat dioksidasi dari larutan yang akan mengalami oksidasi adalah pelarut (air) dan terbentuklah gas oksigen (O2) pada anoda. 2H2O  4H+ + O2 + 4e contoh: Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Pt ? CuSO4  Cu2+ + SO42- katoda: Cu2+ + 2e  Cu anoda: 2H2O  4H+ + O2 + 4e 2Cu2+ + 2H2O  2Cu + 4H+ + O2 Hal.: 36 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROLISIS DENGAN ELEKTRODA DI LUAR PT ATAU C
Elektrolisis dengan elektroda bukan Pt/C misalnya Cu, Zn, Fe, Au, dll elektroda yang ikut bereaksi, elektrodanya akan habis bereaksi. Pada katoda sama pada elektroda Pt/C yang berbeda adalah reaksi pada anoda tersebut dimana elektrodanya dioksidasi (bereaksi) diubah menjadi ionnya. Hal.: 37 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Contoh: Tuliskan reaksi elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Zn CuSO4  Cu2+ + SO42- katoda: Cu2+ + 2e  Cu anoda: Zn  Zn2+ + 2e Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+ Hal.: 38 Isi dengan Judul Halaman Terkait

APLIKASI ELEKTROLISIS
Elektroplating adalah pelapisan suatu logam atas logam lain yang kualitasnya lebih baik Hal.: 39 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Pembuatan alumunium Pembuatan magnesium Penyulingan tembaga Elektrolisis Brine Hal.: 40 Isi dengan Judul Halaman Terkait

HUKUM FARADAY Michael Faraday Inggris menerangkan hubungan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang digunakan pada elektrolisis dan banyaknya hasil elektrolisa yang terbentuk di katoda dan di anoda Satu Faraday merupakan jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisa untuk mendapatkan 1 mol elektron yang terlibat dalam reaksi redoks. Hal.: 41 Isi dengan Judul Halaman Terkait

1 Faraday setara dengan Coulomb atau Coulomb. Massa zat hasil elektrolisis, di katoda maupun di anoda adalah : W = e F Dimana, W : massa zat hasil elektrolisis (gram) e : massa ekivalen zat hasil elektrolisa F : jumlah arus listrik (Faraday) Hal.: 42 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Massa ekivalen (e) suatu zat adalah massa atom dibagi valensi e = Ar n Atau : W = e i t F Dimana : i = arus dalam ampere t = waktu dalam satuan detik F = tetapan Faraday, 1 F = C i.t = Q = arus dalam satuan C si. Hal.: 43 Isi dengan Judul Halaman Terkait

CONTOH GAMBAR KOROSI Hal.: 44 Isi dengan Judul Halaman Terkait

KOROSI Adalah peristiwa perusakan logam akibat terjadinya reaksi kimia dengan lingkungan Lingkungan berupa asam, basa, oksigen atau zat kimia lain. Besi dioksidasi oleh H2O atau ion hydrogen reaksi : 4Fe + H2O  2Fe2O3 Hal.: 45 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Korosi dapat dihambat dengan beberapa cara: 1. Pemakaian logam alloy 2. Pemakaian lapisan pelindung 3. Elektrokimiawi dengan cara eliminasi perbedaan tegangan Hal.: 46 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Faktor yang berpengaruh terhadap korosi : 1. Kelembaban udara 2. Elektrolit 3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2) 4. Adanya O2 5. Lapisan pada permukaan logam 6. Letak logam dalam deret potensial reduksi Hal.: 47 Isi dengan Judul Halaman Terkait

Terimakasih Hal.: 48 Isi dengan Judul Halaman Terkait

ELEKTROKIMIA Kimia SMK

Presentasi serupa

Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA Kimia SMK"— Transcript presentasi:

Presentasi serupa

Tentang proyek

Tanggapan

Masuk

Otorisasi melalui jaringan sosial:

ELEKTROKIMIA Kimia SMK

Presentasi serupa

Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA Kimia SMK"— Transcript presentasi:

Presentasi serupa

Tentang proyek

Tanggapan