ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia

Presentasi berjudul: "ELEKTROKIMIA Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia"— Transcript presentasi:

1 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

2 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

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

4 Reaksi sel : Atau : 4

5 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

6 ® 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

7 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

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

9 Stoikiometri dalam Elektrolisis
1 mol e- = 1 Faraday = 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

10 Aplikasi pada Industri dari Elektrolisis
a. Elektroplating 10

11 b. Produksi Aluminium Reaksi 11

12 c. Produksi Magnesium Reaksi : d. Produksi Natrium 12

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

14 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

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

16 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

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

18 Katoda Anoda 18

19 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

20 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

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

22 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

23 Jawab : 23

24 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

25 Jawab 27

26 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