ELEKTROKIMIA OLEH : RYANTO BUDIONO.

Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA OLEH : RYANTO BUDIONO."— Transcript presentasi:

1 ELEKTROKIMIA OLEH : RYANTO BUDIONO

2 Elektrokimia berdasarkan reaksi oksidasi dan reduksi (reaksi redoks).
Zat yang dapat melepas elektron Zat yang mengalami (+) bilangan oksidasi Reduksi : Zat yang dapat menerima elektron. Zat yang mengalami (–) bilangan oksidasi

3 Oksidator : Zat yang dapat mengoksidasi zat lain, sedangkan zatnya sendiri mengalami reduksi. Reduktor : Zat yang dapat mereduksi zat lain, sedangkan zatnya sendiri mengalami oksidasi.

4 Contoh : Oksidator Reduktor K2Cr2O7. H2C2O4. KMnO4. As2O3. I2. Na2S2O3. KBrO3 ion ferro. H2O2. H2O2. NaNO2. NaNO2,

5 Contoh dalam kehidupan sehari – hari :
Respirasi. Di sistem ini menggunakan oksigen untuk mengoksidasi monosakarida menjadi Karbon Dioksida dan Air. REAKSI : C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O Reaksi ini menghasilkan energi.

6 Fotosintesis. Proses ini menggunakan energi dari sinar matahari untuk mengubah Karbon Dioksida dan Air menjadi karbohidrat. REAKSI : 6 CO H2O  C6H12O6 + O2.

7 Fotografi. Pada proses ini menggunakan hidro-quinon untuk mereduksi ion Ag+. REAKSI : C6H4(OH) Ag+  C6H4O Ag  H+. Elektrolisis. Elektrolisis dan penyepuhan adalah pro-ses reaksi redoks.

8 Manufaktur zat kimia industri.
Pembuatan reagen – reagen yang digunakan di dalam laboratorium, misalnya : Pembuatan Asam Sulfat. REAKSI : S + O2  SO2. 2 SO2 + O2  SO3. SO3 + H2O  H2SO4. Pembuatan Asam Klorida. REAKSI : H2 + Cl2  HCl.

9 Pembuatan Asam Nitrat. REAKSI : Pt 4 NH O2  4 NO H2O 2 NO + O2  NO2. 2 NO2 + H2O  HNO2 + HNO3. Dll.

10 Perkaratan Besi. Besi berkarat karena terbentuk : Fe2O3. n H2O REAKSI : Fe  Fe e ½ O2 + H2O e  OH–. Fe OH–  Fe(OH)2. Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O  ½ Fe2O3. n H2O. dll

11 Yang termasuk di dalam Elektro-kimia adalah :
Sel Galvani. Sel Elektrolisis.

12 Ad. a. Sel Galvani Sel Galvani terdiri atas dua elektroda dan elektrolit. Elektroda merupakan penghantar listrik dan reaksi berlangsung pada permukaan elektroda. Sedangkan larutan elektrolit adalah larutan yang menghantar listrik. Kedua elektroda dihubungkan oleh jembatan garam yang berfungsi untuk menghantarkan elektron ke dalam sel atau keluar sel.

13 Elektroda ada 2 macam, yaitu :
Anoda : di mana terjadi reaksi oksidasi. Katoda : di mana terjadi reaksi reduksi.

14 Perbedaan antara Sel Galvani dan Sel Elektrolisis.
mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Sel Elektrolisis : mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

15 reaksi berlangsung spontan jika sirkuit telah lengkap, sedangkan
Pada Sel Galvani : reaksi berlangsung spontan jika sirkuit telah lengkap, sedangkan pada Sel Elektrolisis : reaksi tidak akan terjadi jika tidak diberi energi dari sumber luar.

16 TANDA ELEKTRODA Sel Galvani ANODA : ( - ) KATODA : ( + )
Sel Elektrolisis ANODA : ( + ) KATODA : ( - )

17 SEL GALVANI.

18 Apabila batang Zn dan batang Cu dihu-bungkan dengan voltmeter, maka elektron mengalir dari Zn ke Cu. Reaksi yang terjadi : Anoda : Zn  Zn e Seng melarut menghasilkan ion seng, sehingga larutan ZnSO4 akan bertambah pekat.

19 Katoda : Cu e  Cu Ion tembaga akan mengendap, se-hingga larutan CuSO4 akan bertam-bah encer (warna larutan CuSO4 semakin pudar). Reaksi yang terjadi : Zn + Cu  Zn Cu.

20 Potensial ini disebut juga : DAYA GERAK LISTRIK (DGL) atau Eo sel
Sedangkan pada voltmeter, akan terukur potensialnya sebesar 1,10 Volt. Potensial ini disebut juga : DAYA GERAK LISTRIK (DGL) atau Eo sel

21 KONVENSI. Dalam konvensi Internasional, garis vertikal digunakan sebagai antar muka terminal padat dan cair, sedangkan untuk jembatan garam digunakan 2 garis vertikal. Harga DGL sel (Eo sel) merupakan harga dari potensial disebelah kanan dikurangi dengan potensial sebelah kiri.

22 = Eokatoda – EoAnoda. Eo (DGL) sel = Eo kanan – Eokiri. Jika :
Eo sel positif, berarti reaksi berjalan spontan dari kiri ke kanan. Eo sel negatif, berarti reaksi tidak berjalan spontan.

23 ( – ) ( + ) ZnZn2+Cu2+Cu
Pada sebelah kiri, terjadi reaksi oksidasi dan pada sebelah kanan, terjadi reaksi reduksi. NOTASI SEL : Anoda Katoda ( – ) ( + ) ZnZn2+Cu2+Cu

24 INGAT : sukar mudahnya suatu spesi mengalami reduksi atau oksidasi tergantung pada konsentrasi ion tersebut. Deret elekrokimia hanya dapat diguna-kan dalam larutan air. DGL sel berubah jika suhunya berubah. DGL sel juga bergantung pada keasaman larutan.

25 Pengaruh Konsentrasi dan Suhu pada DGL sel.
Mm+ + m e  M Jika konsentrasi Mm+ bertambah, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri dan potensial elektroda menjadi semakin positif dan kebalikannya.

26 Lihat pada deret Nernst pada per-samaan dibawah ini.
Suhu. Potensial elektroda semakin po-sitif, jika suhu bertambah atau sebaliknya. Lihat pada deret Nernst pada per-samaan dibawah ini.

27 Persamaan Nernst : 2,303 RT [M] Esel = Eosel – log nF [Mm+]

28 Untuk reaksi : a A + b B  c C + d D 2,303 RT [Cc][Dd] Esel = Eosel – log nF [Aa][Bb] Jika t = 25oC, maka T = ( ) K = 298K R (tetapan gas) = 8,314; sedangkan F = C

29 2,303 RT ,303 x 8,314 x 298 = = nF n x 0,0591 n

30 Jadi persamaan Nernstnya :
[Cc][Dd] Esel = Eosel – log n [Aa][Bb] n adalah banyaknya elektron yang terlibat

31 Diketahui reaksi : I2 + Cl– OH–  2 I– + ClO– + H2O EoI2/I- = 0,54 V EoClO-/Cl- = 0,89 V. PERTANYAAN : apakah reaksi diatas berjalan spontan ? Jelaskan ! buat diagram selnya ! DGL sel ?

32 JAWAB : Eosel = (0,54 – 0,89) V = – 0,36 V Reaksi tidak berjalan spontan. Jadi reaksi yang terjadi : 2 I– + ClO– + H2O  I2 + Cl– OH– Diagram selnya : 2 I–I2ClO–Cl–. DGL selnya = 0,36 V

33 Eosel, persamaan Nernst, dan Energi Bebas (G).
[Cc][Dd] Esel = Eosel – log n [Aa][Bb]

34 n banyaknya elektron yang terlibat. F bilangan Faraday (96.500 C)
Energi Bebas (Gibs) : G = – n.F.E. Dimana : n banyaknya elektron yang terlibat. F bilangan Faraday ( C)

35 Diketahui : EoCo2+/Co = – 0,28 V Eo Ni2+/Ni = – 0,25 V
PERTANYAAN : Buat diagram selnya. Hitung Eosel – nya ! Bila [Ni2+] = 1M, dan [Co2+] = 0,01M, hitung E selnya ! Hitung Go sel dan G sel tersebut !

36 Diketahui : EoMg2+/Mg = – 2,87 V EoCu2+/Cu = 0,34 V
Jika Mg yang habis bereaksi 2,4 gram dlm 1 liter larutan, sedangkan [Cu2+] = 0,2M PERTANYAAN : Diagram selnya. Eo sel dan E sel Go dan G sel

37 Diketahui : EoPb2+/Pb = – 0,14 V
EoCu2+/Cu = 0,34 V. PERTANYAAN : Tulis reaksi selnya. DGL sel (Eo sel) DGL sel, jika : [Pb2+] = 0,04M; & [Cu2+] = 0,1M Go dan G sel ! Tulis reaksi yang terjadi pada Anoda dan Katoda ! Tulis reaksi yang terjadi !

38 Diketahui : EoZn2+/Zn = – 0,76 V
Eo Cl2/Cl = 1,36 V PERTANYAAN : Diagram sel ! Eo sel dan Go sel ! Reaksi yang terjadi pada Anoda dan Katoda ! Reaksi yang terjadi !

39 DIAGRAM LATIMER. Dengan menggabungkan 2 setengah reaksi, maka Eo untuk reaksi lain dapat dihitung. Go Go = – nFE  – = nEo. F

40 Misal : Eo MnO4-/Mn2+ = 1,51 V Eo MnO2/Mn2+ = 1,23 V Berapa harga EoMnO4-/MnO2 = V ? MnO4– H e  Mn H2O 1,51 V MnO H e  Mn H2O 1,23 V MnO4– H e  MnO H2O V

41 MnO4–  MnO2  Mn2+. E E     E3. n3. E3 = n1. E1 + n2. E2. 5 x 1,51 = 3 x E x 1,23 E1 = (5 x 1,51 – 2 x 1,23)/3 = 1,70 V.

42 +3 E1 +2 E2 0     E3. Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 V
Berapa harga EoFe3+/Fe = … V Fe 3+  Fe2+  Fe E E     E3.

43 n3. E3 = n1. E1 + n2. E2. 3 x E3 = 1 x 0, x 0,47 E3 = (0, ,94)/3 = 0,57 V Diketahui : EoI2/I- = 0,54 V EoMn2+/Mn = – 1,03 V Eo MnO4-/Mn2+ = 1,49 V Berapa harga Eo dari reaksi : 2 MnO4– I– H+  2 Mn I H2O ?

44 ELEKTROLISIS Berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis (penguraian). Elektrolisis berarti Penguraian senyawa oleh arus listrik dan alatnya disebut sel elektrolisis. Hal ini berarti elektrolisis memerlukan energi listrik untuk memompa elektron dan prosesnya kebalikan dari proses sel Galvani. Apabila tidak diberi arus listrik, maka prosesnya tidak jalan (tidak spontan).

45 Konsentrasi elektrolit yang akan dielektrolisis.
Reaksi yang terjadi pada Anoda dan Katoda bergantung pada beberapa faktor, yaitu : Konsentrasi elektrolit yang akan dielektrolisis. Komposisi elektroda yang digunakan. Potensial listriknya harus mencukupi untuk proses elektrolisis.

46 Ad. 1. Konsentrasi Elektrolit yang akan dielektrolisis.
Konsentrasi elektrolit yang akan di-elektrolisis sangat berpengaruh hasil yang diperoleh. Contoh : Senyawa NaCl dalam air (elektroda Pt (inert) yang digunakan).

47 Senyawa NaCl encer. Pada elektrolisis larutan NaCl encer ada 2 kemungkinan reaksi yang terjadi pada Anoda dan Katoda, yaitu : ANODA : 1. 2 Cl–  Cl e – 1,36 V 2. 2 H2O  O H e – 1,23 V

48 KATODA : 1. Na+ + e  Na – 2,71 V 2. 2 H2O e  H OH– – 0,83 V

49 Pada eksperimen : Anoda : Yang terjadi adalah peristiwa oksidasi air bukan oksidasi ion klorida, karena konsentrasi ion klorida terlalu kecil sehingga untuk mengubah ion Cl– menjadi Cl2 sukar berlangsung, tetapi bila konsentrasi ion Cl– cukup besar (pekat), maka reaksi no. 1 mudah terjadi.

50 Perbedaan potensialnya relatif kecil.
Hal ini disebabkan karena : Ion Cl– mempunyai muatan negatif dan jumlahnya lebih banyak, sehingga tertarik ke Anoda (yang bermuatan positif). Perbedaan potensialnya relatif kecil.

51 Katoda : Yang terjadi adalah reduksi air bukan reduksi ion Na, karena reaksi no. 1 jauh lebih sukar berlangsung dari-pada reaksi yang no. 2 baik konsen-trasi encer maupun pekat.

52 Pada elektrolisis larutan NaCl encer didapatkan :
Anoda : 2 H2O  O H e Katoda : 2 H2O e  H OH– Sehingga reaksi total yang terjadi : 2 H2O  H2 + O2.

53 Senyawa NaCl pekat. ANODA : 1. 2 Cl–  Cl e – 1,36 V 2 H2O  O H e – 1,23 V KATODA : 1. Na+ + e  Na – 2,71 V 2. 2 H2O e  H OH– – 0,83 V

54 Pada Anoda, reaksi yang terjadi adalah no
Pada Anoda, reaksi yang terjadi adalah no. 1, sedangkan pada Katoda, reaksi yang terjadi adalah no. 2. Pada elektrolisis larutan NaCl pekat didapatkan : Anoda : 2 Cl–  Cl e Katoda : 2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH–

55 Sehingga reaksi total yang terjadi :
2 H2O NaCl  2 NaOH + H2 + Cl2.

56 Sehingga reaksi total yang terjadi :
Senyawa NaCl leburan. ANODA : Cl–  Cl e – 1,36 V KATODA : Na+ + e  Na – 2,71 V Sehingga reaksi total yang terjadi : 2 NaCl  Na + Cl2.

57 Hal ini berarti bahwa konsentrasi larutan elektrolit yang akan dielektrolisis sangat berpengaruh.

58 Ad. 2. Komposisi elektroda yang digunakan.
Komposisi kimia elektroda ada 2 macam, yaitu : Inert (tidak aktif), misalnya : Elektroda Pt Elektroda C (karbon) dll Tidak Inert (aktif), misalnya : Elektroda Cu Elektroda Fe

59 Misalnya larutan CuSO4 akan dielektro-lisis, maka jenis elektroda menentukan hasil reaksi.
Bila digunakan elektroda inert (Pt), maka reaksi pada : ANODA : 1. 2 SO4=  S2O8= e – 2,0 V 2. 2 H2O  O H e – 1,23 V

60 KATODA : 1. Cu e  Cu ,34 V 2. 2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH– –0,83 V Pada Anoda, reaksi yang terjadi adalah no. 2, sedangkan pada Katoda, reaksi yang terjadi adalah no. 1. ANODA : 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 e KATODA : Cu e  Cu

61 Bila digunakan elektroda tidak inert (Cu), maka reaksi pada :
ANODA : 1. 2 SO4=  S2O8= e – 2,0 V 2. 2 H2O  O H e – 1,23 V 3. Cu  Cu e – 0,34 V KATODA : 1. Cu e  Cu 0,34 V 2. 2 H2O e  H OH– – 0,83 V

62 Pada Anoda, reaksi yg terjadi adalah no
Pada Anoda, reaksi yg terjadi adalah no. 3, sedangkan pada Katoda, reaksi yang terjadi adalah no. 1. ANODA : Cu  Cu e KATODA : Cu e  Cu Sehingga reaksi total yang terjadi : Cu + Cu2+  Cu Cu

63 Elektrolisis FeSO4 dgn elektroda Fe.
ANODA : 1. 2 SO4=  S2O8= + 2 e –2,0 V 2. 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 e –1,23 V 3. Fe  Fe e ,44 V Reaksi yg terjadi adalah reaksi no. 3, karena Eo no. 3 > dari Eo no. 1 atau no. 2.

64 KATODA : 1. Fe e  Fe – 0,34 V 2. 2 H2O e  H OH– – 0,83 V Reaksi yg terjadi adalah reaksi no. 1, karena Eo no. 1 > dari Eo no. 2

65 ANODA : Fe  Fe e KATODA : Fe e  Fe Sehingga reaksi total yang terjadi : Fe + Fe  Fe Fe

66 Berdasarkan contoh diatas, maka reaksi elektrolisis larutan elektrolit yang terjadi pada ANODA maupun KATODA dapat ditentukan, dengan langkah – langkah : Uraikan senyawa elektrolit menjadi ion – ionya. Tentukan ion – ion tersebut yang dapat tere-duksi pada KATODA dan yang teroksidasi pada ANODA.

67 Kemudian berdasarkan potensialnya
Kemudian berdasarkan potensialnya. Manakah yang mempunyai potensial yang terbesar. Tulis reaksi yang terjadi pada ANODA dan KATODA, dan reaksi total yang terjadi.

68 Elektrolisis dan aspek kuantitatif.
M. Faraday berhasil menemukan aspek kuantitatifnya. Hukum Faraday I : Jumlah zat yang direduksi atau dioksidasi pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah arus yang mengalir.

69 Hukum Faraday II : Jumlah mol zat yang dioksidasi/ direduksi pada suatu elektroda adalah = jumlah mol elektron yang melalui elektroda tersebut dibagi dengan jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi pada elektroda untuk setiap ion atau molekul zat.

70 Misal : Ag+ + e  Ag. Pb e  Pb. Al e  Al. Hal ini berarti : 1 mol elektron mengendapkan 1 mol Ag; 0,5 mol Pb; dan 0,333 mol Al.  1 mol Ag = 1 ekiv.; 1 mol Pb = 2 ekiv.; dan 1 mol Al = 3 ekiv.

71 1 mol elektron = 1 Faraday (F) = 6,023. 1023 x 1,6021. 10–19 C
Sedangkan muatan : 1 mol elektron = 1 Faraday (F) = 6, x 1, –19 C = ,483 C ( C) Besarnya listrik yang diperlukan untuk mereduksi 1 mol Ag+, 1 mol Pb2+, dan 1 mol Al3+ berturut – turut 1F, 2 F, dan 3 F.

72 Perubahan massa yang terjadi dapat dirumuskan sebagai berikut :
M = Q x x ---- n F dimana : M massa yang dihasilkan (dlm gram). Q jumlah listrik dalam Coulomb. A Nomor Atom logam yg diendapkan. n perubahan bilangan oksidasi F faraday.

73 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 e KATODA : 2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH–. Contoh :
Arus 12 Amper, air dielektrolisis sela-ma 1,5 jam. Hitung gas yang terjadi pada masing – masing elektroda ! ANODA : 2 H2O  O H e KATODA : 2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH–.

74 Dalam industri pengelolaan Magnesium secara elektrolisis, dihasilkan 50 kg magnesium per jamnya. Hitung arus listrik yang diperlukan ? Larutan CuSO4 dielektrolisis (elektroda Pt) terbentuk endapan Cu seberat 3,175 g pada Katoda. Hitung volume gas yang terjadi pada Anoda, jika diukur pada keadaan 5 dm3 gas N2 massanya 7 gram dan berapa lama waktu elektrolisisnya, jika arus yang diberikan sebesar 2 A ?

75 Arus sebesar 1 A dialirkan selama 3 jam 40 menit, mengendapkan temba-ga dari lart. CuSO4 pada katoda se-banyak 4,30 g. Hitung muatan 1 elektron !

76 Efisiensi Arus. Pada elektrolisis, untuk mengendapkan logam dari larutan elektrolit, arus yang digunakan hanya sekitar 90%, sedangkan sisanya untuk menghasilkan gas hidrogen. Jarang ditemukan efisiensi arus sebesar 100%. Efisiensi arus ini sangat penting dalam industri elektrokimia.

77 Pada peleburan Al; Al2O3 dielektrolisis dgn arus listrik sebesar 1,25
Pada peleburan Al; Al2O3 dielektrolisis dgn arus listrik sebesar 1, C diperoleh 9 kg Al. Hitung efisiensi arusnya ! 250 ml NaCl dielektrolisis selama 30 menit dengan arus sebesar 0,2 A. Hitung pH larutan !

78 KOROSI. Peristiwa korosi dapat dijelaskan dengan elektrokimia.
Besi berkarat krn. terbentuk : Fe2O3. x H2O. Setengah reaksi yg terjadi adalah : 1. Fe  Fe e 2. ½ O2 + H2O e  2 OH–.

79 Mekanisme korosi dapat dijelaskan sbb :
Oksidasi besi : Fe  Fe e 2. reduksi oksigen : ½ O2 + H2O e  OH–. 3. pengendapan Fe(OH)2 . Fe OH–  Fe(OH)2. 4. pembentukan karat : Fe(OH)2 + ½ O2 + (x – 1) H2O  ½ Fe2O3. x H2O

80 Besi melarut pada bagian Anoda, dan ion Fe2+ yang dihasilkan berdifusi me-lalui air ke bagian katoda dan meng-endap sebagai Fe(OH)2. Selanjutnya Fe(OH)2 dioksidasi oleh O2 yang terdapat dalam air membentuk : Fe2O3. x H2O.

81 Untuk mencegah terjadinya korosi adalah dengan cara proteksi katodik
Untuk mencegah terjadinya korosi adalah dengan cara proteksi katodik. Batang Zn atau Mg ditanam di dekat pipa besi, kemudian dihubungkan dengan pipa tersebut yang akan dilindungi dari korosi. Dalam hal ini, besi bertindak sebagai katoda, sedangkan pipa Zn atau Mg sebagai Anoda, karena logam Zn atau Mg mempunyai potensialyang lebih negatif dari besi, sehingga mudah teroksidasi.

82 Beberapa cara untuk menurangi perkaratan adalah :
Mencat permukaan besi. Melapisi minyak gemuk. Mengontrol keasaman dari larutan sekitar. Menjaga agar zat korosif dalam jumlah seminimal mungkin. Disepuh nikel dan kromium. Dll