ELEKTROKIMIA untuk SMK Teknologi dan Pertanian

Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA untuk SMK Teknologi dan Pertanian"— Transcript presentasi:

1 ELEKTROKIMIA untuk SMK Teknologi dan Pertanian
Kelas XII Semester 5 Penyusun : SMK Negeri 7 Bandung

2 Memahami konsep laritan elektrolit dan elektrokimia
STANDAR KOMPETENSI Memahami konsep laritan elektrolit dan elektrokimia hal. : 2 termokimia

3 Memahami kosep reaksi redoks dalam elektrokimia
KOMPETENSI DASAR Memahami kosep reaksi redoks dalam elektrokimia hal. : 3 termokimia

4 TUJUAN PEMBELAJARAN Mengamati dan mempelajari reaksi-reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia, komponen-komponen yang terlibat dan aplikasinya. Mempelajari dan mengamati potensial elektroda yang melibatkan reaksi, penghitungan dan aplikasi. Mempelajari hukum Faraday pada reaksi elektrolisis dan aplikasinya dalam penghitungan. Mempelajari dan memahami fenomena korosi, reaksi yang terjadi, faktor-faktor yang mempengaruhi dan cara menghambat reaksi korosi. hal. : 4 termokimia

5 SEL ELEKTROKIMIA Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron) • Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (sel galvani) • Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa) Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit. hal. : 5 termokimia

6 SEL VOLTA ATAU SEL GALVANI
Luigi Galvani ( ) Alessandro Guisseppe Volta ( ) hal. : 6 termokimia

7 KONSEP SEL VOLTA 1. Deret Volta/Nerst a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi. 2. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi 3. Arus elektron : anoda→ katoda ; arus listrik : katoda→ anoda 4. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan hal. : 7 termokimia

8 SEL KERING ATAU SEL LECLANCE
Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll. Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO₂ dan NH₄Cl Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif. Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit air Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e- Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah : 2MnO₂(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2e- → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn²⁺ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH₃)₄²⁺ hal. : 8 termokimia

9 SEL AKI Katoda: PbO₂ Anoda : Pb Elektrolit: Larutan H₂SO₄
Reaksinya adalah : PbO₂(s) + 4H+ (aq) + SO₄²⁻ (aq)→ PbSO₄(s) + 2H₂O (katoda) Pb (s) + SO₄²⁻(aq) → PbSO₄(s) + 2e- (anoda) PbO₂(s) + Pb (s) + 4H⁺ (aq) + 2 SO₄²⁻(aq) → 2 PbSO₄(s) + 2H₂O Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut. Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi : 2 PbSO₄(s) + 2H₂O→ PbO₂(s) +Pb (s) + 4H⁺(aq) + 2 SO₄²⁻(aq)(total) Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan. hal. : 9 termokimia

10 SEL BAHAN BAKAR Elektroda : Ni Elektrolit : Larutan KOH
Bahan Bakar : H₂ dan O₂ hal. : 10 termokimia

11 BATERAI Ni-Cd Disebut juga baterai Ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt. Katoda : NiO₂ dengan sedikit air Anoda : Cd Reaksinya : Cd(s) + 2OH⁻(aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e- 2e- + NiO₂(s) + 2H₂O → Ni(OH)₂(s) + 2OH⁻(aq) Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa. hal. : 11 termokimia

12 SEL ELEKTROLISIS Terjadi perubahan : energi listrik → energi kimia Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrik.. Pada sel elektrolitik Katoda bermuatan negatif atau disebut elektroda – Terjadi reaksi reduksi Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn - Reaksi :2 H⁺(aq) + 2e-→ H₂(g) ion golongan IA/IIA tidak direduksi; dan penggantinya air 2 H₂O(l) + 2 e- → basa + H₂(g) ion-ion lain direduksi – Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda + - Terjadi reaksi oksidasi - Jenis logam diperhatikan hal. : 12 termokimia

13 LANJUTAN a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
4OH⁻(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e- # gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2H₂O(l)→ asam + O₂(g) # golongan VIIA (halogen) → gas b. Anoda bukan : Pt atau C reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain hal. : 13 termokimia

14 ELEKTROPLATTING Elektroplatting adalah aplikasi elektrolisis pada pelapisan suatu logam atas logam yang lain. Teknik ini bisa dipakai untuk memperbaiki penampakan dan daya tahan suatu logam. Contohnya, suatu lapisan tipis logam chromium pada bemper baja mobil untuk membuatnya menarik dan melindunginya dari karat. Pelapisan emas dan perak dilakukan pada barang-barang perhiasan yang berasal dari bahan-bahan logam yang murah. Berbagai lapisan-lapisan tipis logam tersebut ketebalannya berkisar antara 0,03 s/d 0,05 mm. hal. : 14 termokimia

15 PEMBUATAN ALUMINIUM Bauksit adalah biji aluminium yang mengandung Al₂O₃ Untuk mendapatkan aluminium, bijih tersebut dimurnikan dan Al₂O₃ - nya dilarutkan dan didisosiasikan dalam larutan elektrolit ‚eryolite’. Pada katoda, ion-ion aluminium direduksi menghasilkan logam yang terbentuk sebagai lapisan tipis dibagian bawah wadah elektrolit. Pada anoda yang terbuat dari karbon, ion oksida teroksidasi menghasilkan O2 bebas. Reaksinya adalah : Al³⁺ + 3 e- → Al(l) (katoda) 2 O²⁻ → O₂(g) + 4 e- (anoda) 4 Al³⁺ +6 O²⁻ → 4Al(l) + 3 O₂(g) (total) hal. : 15 termokimia

16 PEMBUATAN MAGNESIUM Sumber utama magnesium adalah air laut. Mg²⁺ mempunyai kelimpahan terbesar ketiga dalam laut, kalahannya oleh ion natrium dan ion klorida. Untuk memperoleh magnesium, Mg(OH)₂diendapkan dari air laut. Pemisahan itu dilakukan dengan cara filtrasi dan lalu dilarutkan dalam asam hidroklorit. Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂+ 2H₂O Larutan MgCl₂diuapkan dan menghasilkan MgCl₂ padat yang lalu dilelehkan dan akhirnya dielektrolisa. Magnesium bebas akan diendapkan pada katoda dan gas klorin dihasilkan pada anoda. MgCl₂(l) → Mg(l) + Cl₂(g) hal. : 16 termokimia

17 PENYULINGAN TEMBAGA Salah satu elektrolisis yang paling menarik adalah pemurnian atau penyulingan logam tembaga. Tembaga dapat diambil dari bijinya, dengan cara ini sampai ke tingkat kemurnian 99%. Pengotornya sebagian besar adalah perak, emas, platina, besi dan seng menurunkan konduktivitas listrik tembaga secara drastis sehingga harus disuling ulang sebelum dipakai sebagai kawat atau kabel. Tembaga tidak murni dipakai sebagai elektroda sebagai anoda pada sel elektrolisis yang mengandung larutan tembaga sulfat dan asam sulfat (sebagai elektrolit). Katoda pada sistem ini adalah tembaga dengan kemurnian tinggi. Jika selnya dijalankan pada tegangan yang diperlukan, hanya tembaga dan pengotornya yang lebih mudah teroksidasi daripada tembaga, seng dan besi yang larut disekitar anoda. Logam-logam yang kurang aktif akan runtuh dan mengendap dibagian dasar wadah. hal. : 17 termokimia

18 LANJUTAN Pada katoda, ion tembaga direduksi tetapi ion seng dan ion besi tertinggal dilarutan karena lebih sukar tereduksi dari pada tembaga. Secara pelan-pelan tembaga anoda terlarut dan tembaga katoda makin tumbuh.Suatu saat tembaga akan mempunyai kemurnian 99,95%! Kotoran yang terkumpul dibagian bawah biasanya disebut sebgai anoda, dapat dipindahkan secara periodik dan nilai perak, emas dan platina dapat pula dihitung untuk memperoleh total efisiensi pelaksanaan proses penyulingan. hal. : 18 termokimia

19 ELEKTROLISIS BRINE Brine (=’air asin’) adalah larutan natrium klorida jenuh. Pada katoda, air lebih mudah direduksi daripada ion natrium dan gas H₂ akan terbentuk. Reaksi : 2e- + 2H₂O → H₂(g) + 2OH⁻(aq) Walaupun air lebih mudah teroksidasi daripada ion klorida, namun seperti telah disebut bahwa ada faktor-faktor yang kompleks yang mempengaruhi sehingga yang teroksidasi adalah ion klorida. hal. : 19 termokimia

20 HUKUM FARADAY Hukum Faraday Michael Faraday
Hukum Faraday adalah banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan kedalam larutan. hal. : 20 termokimia

21 PERHITUNGAN FARADAY W = e.i.t/F W = massa zat yang dihasilkan e = Ar/n Keterangan : i = arus dalam ampere t = waktu dalam satuan detik F = tetapan Farady, 1 F = C i.t = Q = arus dalam satuan C i.t/F= arus dalam satuan Faraday W/e = mol elektron Mol elektron dari suatu reaksi sama dengan perubahan biloks 1 mol zat. hal. : 21 termokimia

22 LANJUTAN Dari rumusan diatas diperoleh : Jumlah Farady = mol elektron =perubahan bil.oksidasi 1 mol zat Dalam penentuan massa zat yang dihasilkan dalam reaksi elektrolisis, biasanya data yang diketahui adalah Ar bukan e, sedangkan e = Ar/n ,sehingga rumus faraday menjadi W = Ar. i.t/n.F keterangan n = valensi atau banyaknya mol elektron untuk setiap mol zat hal. : 22 termokimia

23 KOROSI Korosi adalah peristiwa perusakan logam akibat terjadinya reaksi kimia dengan lingkungan yang menghasilkan produk yang tidak diinginkan. Lingkungan dapat berupa asam, basa, oksigen dari udara, oksigen didalam air atau zat kimia lain. hal. : 23 termokimia

24 PERHITUNGAN KOROSI Perkaratan besi adalah peristiwa elektrokimia sebagai berikut : • Besi dioksidasi oleh H₂O atau ion hydrogen Fe →Fe²⁺(aq) + 2e- (oksidasi) 2 H⁺(aq) → 2 H(aq) ( reduksi ) • Atom-atom H bergabung menghasilkan H₂ 2 H⁺(aq) → 2 H(aq) • Atom-atom H bergabung dengan oksigen 2 H(aq) + ½ O₂(aq) → H₂O(l) • Jika konsentrasi H⁺ cukup tinggi (pH rendah), maka reaksi Fe + 2 H⁺(aq) → 2H(aq) + Fe²⁺(aq) • Ion Fe²⁺ juga bereaksi dengan oksigen dan membentuk karat (coklat kemerah-merahan ) dengan menghasilkan ion H+ yang selanjutnya direduksi menjadi H²⁻ 4 Fe²⁺(aq) + O₂(aq) + 4 H₂O(l) + 2x H2 O(l) → 2 Fe2O3H2O)x(s) + 8H⁺ Reaksi totalnya menjadi 4 Fe(s) + 3 O2(aq) + 2x H2 O(l) → 2 Fe2O3H2O)x(s) hal. : 24 termokimia

25 KOROSI DAPAT DIHAMBAT DENGAN CARA :
Pemakaian logam alloy dengan cara Pembentukan lapisan pelindung Menaikkan tegangan elektrode Pemakaian lapisan pelindung dengan cara : Pengecatan Pelapisan senyawa organik (pelumas) Pelapisan dengan gelas Pelapisan dengan logam Dilapisi logam yang lebih mulia Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan Dicampur dengan logam lain hal. : 2 termokimia

26 LANJUTAN c. Elektrokimiawi dengan cara eliminasi perbedaan tegangan
Menaikkan kemurnian logam Mencegah kontak 2 logam Memakai inhibitor Isolasi logam dari larutan, dan lain-lain. hal. : 26 termokimia

27 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. : 27 termokimia

28 AKHIR “Terima kasih” Tim Penyusun : Rochim Muliawan,S.Pd, Dra.Hj. Nunun Kusworini, dan Oktaviani Budiarti,S.Pd SMK Negeri 7 Bandung hal. : 28 termokimia