Transcript Document

ELEKTROKIMIA
SMA MAARIF NU PANDAAN
RINSTISAN SEKOLAH KATEGORI MANDIRI
2008
ELEKTROKIMIA
Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar
Indikator
Sel Elektrokimia
Hukum Faraday
Korosi
Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar
STANDAR KOMPETENSI
:
2. Memahami reaksi reduksi dan oksidasi
dan sel
elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan
kehidupan sehari-hari.
KOMPETENSI DASAR:
2.2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem elektrokimia
yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam industri
Indikator
INDIKATOR:
• Menggambarkan susunan sel Volta atau sel galvani dan
menjelaskan fungsi tiap bagiannya
• Menuliskan lambang sel dari reaksi – reaksi yang terjadi pada
sel Volta
• Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar
dan membandingkan hasil pengukuran dengan hasil perhitungan
• Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan
berdasarkan hasil pengamatan
• Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi
redoks dalam sel volta
• Menjelaskan prinsip sel – sel volta yang banyak digunakan dalam
kehidupan
• Menuliskan reaksi yang terjadi pada katode dan anode dari
elektroda suatu larutan atau cairan
• Merancang dan melakukan percobaan tentang sel elektrolisis
• Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian
suatu logam
Sel Elektrokimia
Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia mempelajari hubungan antara
perubahan zat dan arus listrik.
Sel Elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu
anode dan katode serta larutan elektrolit.
Berdasarkan prinsip kerjanya, sel elektrokimia dibedakan menjadi dua yaitu sel
Volta ( sel Galvani ) dan sel elektrolisis
Dibawah ini disajikan data perbedaan utama antara sel volta dan sel elektrolisis
Perbedaan
Sel Volta
Sel Elektrolisis
Perubahan
Energi kimia berubah menjadi
energi listrik
Katode : elektrode positif
Anode : elektrode negatif
Katode : terjadi reduksi
Anode : terjadi oksidasi
Energi listrik berubah menjadi
energi kimia
Katode : elektrode negatif
Anode : elektrode positif
Katode : terjadi reduksi
Anode : terjadi oksidasi
Elektrode
Proses
1
Sel Volta
Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Penemu sel ini
seorang ahli kimia berkebangsaan Italia adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745
– 1827 ) dan Lugini Galvani ( 1737 – 1798 )
Reaksi yg terjadi :
Katode : Reduksi : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
Anode : oksidasi : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e
Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut :
Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
a. Diagram Sel
Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis, harus ditentukan dahulu logam
yang bertindak sebagai katode dan anode
Perhatikan reaksi dibawah ini :
Oksidasi pada anode
Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
Reduksi pada katode
Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut :
Zn(s), Zn2+(aq) Cu2+(aq) + Cu(s), Eo = 1,1 volt
Latihan Soal
1. Bagaimana cara menuliskan diagram sel untuk reaksi
Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+(aq) + Cu(s),
yang berlangsung pada keadaan standar dan konsentrasi masing – masing larutan
0,2 M.
2. Diketahui diagram sel seperti dibawah ini
Co(s)  Co2+(aq)  Ni2+(aq)  Ni(s)
a. Tuliskan persamaan reaksi selnya
b. Tentukan logam yang bertindak sebagai katode dan sebagai anode
b. Potensial Elektode Standar
Potensial elektrode adalah perbedaan potensial diantara kedua sel tersebut.
Oleh karena harga potensial elektrode tidak dapat diukur, maka harus digunakan
elektrode lain sebagai pembanding atau standar.
Elektrode pembanding yang biasanya digunakan adalah elektrode hidrogen karena
dianggap memiliki harga potensial elektrode sama dengan nol.
Example :
Suatu sel Volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode
hidrogen standar. Voltmeter menunjuk angka 0,34 volt. Berapakah harga potensial
elektrode Cu ?
Jawab :
Katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
Anode : H2(g)  2H+(aq) + 2e
Eosel
Eosel
0,34
0,34
= Eodi katode – Eodi anode
= EoCu2+ l Cu – EoH2 l H+
= EoCu2+ l Cu – Eo 0
= EoCu2+ l Cu
c. Potensial Sel
Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada persamaan dibawah ini :
Eosel = Eoyang mengalami reduksi – Eo yang mengalami oksidasi
Ket. : reaksi berlangsung apabila Eo sel mempunyai harga positif
Selain itu kita bisa juga menggunakan deret tegangan logam yang lebih dikenal
dengan “deret Volta logam”. Dimana fungsi dari deret logam volta adalah untuk
mengetahui apakah reaksi tersebut bisa berlangsung spontan atau tidak, jadi unsur
yang berada di kiri mampu mereduksi unsur yang berada disebelah kanannya.
Adapun deret volta seperti dibawah ini :
Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Zn – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt - Au
Example :
1. Apakah reaksi : Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu dapat berlangsung
Jawab :
Oksidasi
Zn
+
Cu2+ 
Zn2+ +
reduksi
Cu
Cara I :
Reaksi kita bagi atas 2 buah setengah reaksi, yaitu :
Oksidasi : Zn
 Zn2+ + 2e
; Eo = +0,76 volt
Reduksi : Cu2+ + 2e  Cu
; Eo = +0,34 volt
Jumlah : Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
; Eosel = +1,1 volt
Harga Eo positif, berarti reaksi dapat berlangsung
Cara II :
Dengan menggunakan rumus :
Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi
Eosel = EoCu – EoZn
Eosel = +0,34 – ( – 0,76 )
Eosel = +1,1 volt
Harga Eo positif berarti reaksi dapat berlangsung
Latihan Soal
Dengan melihat daftar harga potensial elektrode standar, tentukan potensial sel dari :
a. Mg/Mg2+ // Zn2+/Zn
b. Ni/Ni2+ // Cu2+/Cu
c. Cr/Cr2+ // Ni2+/Ni
d. Mg/Mg2+ // Ni2+/Ni
e. Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu
d. Macam – macam Sel Volta
Sel Volt dibagi menjadi 2, yaitu :
1. Sel Volta Primer : sel yang tidak bisa diisi kembali
a. Sel kering seng karbon atau baterai
b. Baterai alkaline
c. Baterai merkuri
d. Baterai perak oksida
2. Sel Volta Sekunder : sel yang bisa diisi kembali
a. Aki timbal
b. Sel nikel - kadmium
c. Sel bahan bakar
2
Sel Elektrolisis
Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Biasanya
senyawa yang dielektrolisis berupa senyawa yang bersifat elektrolit. Sel elektrolisis
banyak digunakan dalam pelapisan logam
Reaksi yang terjadi pada elektrode – elektrode Sel Elektrolisis
Katode : Elektrode Positif (Terjadi reaksi reduksi)
Anoda : Elektrode Negatif (Terjadi reaksi oksidasi)
1. Asam :
2H+ + 2e  H2
2. Larutan ion golongan IA, IIA, Al3+, dan Mn2+. Ion
– ion tersebut tidak dapat direduksi, yang
direduksi pelarut airnya.
2H2O + 2e  H2 + 2OH3. Lelehan (tanpa air) dari ion golongan IA, IIA,
Al3+, dan Mn2+. Ion – ion tersebut akan
tereduksi, misalnya :
Na+ + e  Na
Cu2+ + 2e  Cu
Cd2+ + 2e  Cd
1. Basa : 4OH-  2H2O + 4e
2. Larutan sisa asam oksi, yaitu sisa asam yang
mengandung oksigen seperti SO42-, NO3-, dan
PO43-. Sisa asam oksi tersebut tidak dapat
dioksidasi. Sebagai penggantinya yang akan
dioksidsi adalah pelarut airnya.
2H2O  O2 + 4H+ + 4e
3. Ion halogen akan teroksidasi menjadi unsurnya
2X-  X2 + 2e
misalnya :
2F-  F2 + 2e
2Cl-  Cl2 + 2e
2Br-  Br2 + 2e
Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya :
1. Penyepuhan atau pelapisan Logam ( Elektroplating )
2. Pemurnian logam
3. Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya pembuatan F2 dengan elektrolisis
HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan MgCl2
4. Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya pembuatan NaOH dari elektrolisis
larutan NaCl dan KClO3 dari elektrolisis larutan KCl.
Latihan Soal
Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila larutan dibawah
ini dielektrolisis
1.Larutan Natrium Sulfat
2.Larutan Asam Nitrat
3.Larutan Kadmium Sulfat
Hukum Faraday
Dalam sel elektrolisis juga dapat ditentukan banyaknya logam yang akan direduksi
di katode. Penghitungan tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan hukum
Faraday. Faraday mengatakan “bahwa jumlah perubahan kimia yang
dihasilkan dalam suatu proses elektrolisis tergantung pada jumlah listrik
yang digunakan”.
Sehingga perumusan tersebut dapat ditulis sebagai berikut :
W  F atau W = e . F
Keterangan : 1 F ( Faraday ) = 1 mol elektron = 96.500 coulomb ( C )
1 coulomb
= 1 Ampere ( A ) x 1 detik ( det )
Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan waktu selama t detik,
maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I adalah
e.i . t
W
gram  e . F gram
96.500
Ar
Mr
e

valensi Valensi (total)
Hukum Faraday II
W1 e1

W2 e2
Example :
Larutan AgSO4 pekat dielektrolisis menggunakan elektrode Pt dengan kuat arus 15
ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak yang mengendap, apabila
diketahui Ar Ag = 108
Jawab
e Ag 
Ar
108

 108
valensi
1
i = 15 A
t = 25 menit = 25 X 60 detik = 1.500 detik
e . i . t 108 X 15 X 1.500
W

96.500
96500
 25,18gram
Latihan Soal
1. Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 mL larutan CuSO4 1 M. Berapakah
waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat
arus 40 A.
2. Pada elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2,24 L gas hidrogen ( STP ).
Jika jumlah muatan yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat. Hitung
berapa gram perak yang mengendap di katode. ( Ar Ag = 108 )
3. Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng,
ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0,4
Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion tersebut. Hitunglah massa
perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap.
4. Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa menit waktu yang
diperlukan untuk mengendapkan 0,20 gram krom dalam elektrolisis krom (II)
klorida ?
Korosi
Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan –
lahan dan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia.
Reaksi yang terjadi pada proses korosi :
2Fe + O2  2FeO
2FeO + ½O2  Fe2O3 atau 4FeO + O2  2Fe2O3
Korosi ini terjadi karena senyawa feri oksida sangat mudah membentuk kompleks
dengan air sehingga terbentuk Fe2O3.H2O, dan senyawa tersebut dikenal dengan
istilah karat besi.
Beberapa faktor yang menyebabkan korosi, yaitu :
1. Air
2. Udara
3. Gas CO2
4. Gas SO2
Pencegahan Korosi :
1. Perlindungan Mekanis
Perlindungan mekanis dilakukan supaya permukaan logam tidak berhubungan
dengan oksigen dan air di udara. Misalnya dicat, diolesi minyak atau dilapisi
dengan logam lain
a. Besi yang dilapisi Seng
Besi ( Eo = -0,44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( Eo = -0,76 V ) daripada
dilapisi dengan timah ( Eo = -0,14 V ). Karena apabila terjadi goresan atau
lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air,
gas CO2 di udara dan partikel – partikel lain akan terjadi sel volta mini. Dimana
Zn menjadi anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi lebih
dahulu karena Eo-nya lebih kecil dari pada Fe sehingga korosi elektrolitik tidak
terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut :
Anode ( - ) : Zn  Zn2+ + 2e
Katode ( + ) : 2H2O + 2e  H2 + 2OH-
2. Perlindungan Elektrokimia
Perlindungan elektrokimia bertujuan mencegah terjadinya korosi elektrolitik
( reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam ). Perlindungan elektrokimia ini
disebut juga perlindungan katode ( proteksi katodik ) atau pengorbanan anode
( anodaising )
Contoh – contoh proteksi katodik
a. Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan
dengan logam Mg ( berupa lempeng )
b. Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara
dengan lempeng magnesium
c. Baling – baling kapal laut
Latihan Soal
1. Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi
2. Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi ?
Jelaskan
3. Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ? Sebutkan contohnya.
Web Kimia
= http://teacher/swd
Web Kelas XII IPA1 = http://teacher/cl@sic
E-mail : [email protected]