Transcript Selling Your Ideas

RULLY SUSILOWATI
DEPT. KIMIA FARMASI FFUA
Copyright 1996-2001 © Dale Carnegie & Associates, Inc.
ELEKTROKIMIA
• merupakan
cabang
ilmu
kimia
yang
mempelajari perubahan energi listrik dan
energi kimia
• prosesnya : redoks ( reduksi dan oksidasi )
• dari reaksi kimia spontan dapat dihasilkan
energi yang dirubah menjadi energi listrik
• Energi listrik digunakan untuk menghasilkan
suatu reaksi kimia tidak spontan
Reaksi reduksi
 R. pelepasan oksigen
 R. pengikatan hidrogen
 R. pengikatan elektron
 R. penurunan bilangan oksidasi
Contoh :
C6H5NO2 + 3 H2

C6H5NH2 + 2 H2O
Fe(CN)63- + e

Fe(CN)64-
Ag+
+ e

Ag
Pb4+
+ 2e

Pb2+
Reaksi Oksidasi
 R. pengikatan oksigen
 R. pelepasan hidrogen
 R. pelepasan elektron
 R. peningkatan bilangan oksidasi
Contoh
:
C2H5OH + O2
C6H18O6
Zn
MnO422 Cl-
 CH3COOH + H2O
 C6H16O6 + H2
 Zn2+
+2e
 MnO41- + e
 Cl2
+ 2e
REDOKS
Oksidator
Reduktor
 Zat pengoksidasi zat lain
 Mengalami proses reduksi
 Zat pereduksi zat lain
 Mengalami proses oksidasi
Contoh :
KMnO4 ; K2Cr2O7 ; KBrO4
H2O2 ; HNO3 ; I2 ; Fe3+
Contoh :
H2C2O4 ; Vit E ; Vit C ; HNO2
Cl- ; Fe2+
Redoks
( Reduksi – Oksidasi )
 Reaksi transfer elektron
 Tidak dapat berlangsung sendiri-2
 Berjalan serempak / bersamaan
Contoh :
 2 Fe3+ + Sn2+
 5 H2O2 + MnO41- + H+
 BrO3- + 6 I- + 6 H+
 2 Fe2+ + Sn4+
 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
 Br- + 3 I2 + 3 H2O
Reaksi redoks tidak melibatkan elektron bebas
2 Fe3+ + Sn2+  2 Fe2+ + Sn4+
2 Fe 3+ + 2 e
Sn 2+
2 Fe 3+ + Sn 2+
 2 Fe 2+
 Sn 4+ + 2 e
( reduksi )
( oksidasi )
 2 Fe 2+ + Sn 4+ ( redoks )
Reaksi reduksi dan oksidasi masing-masing disebut :
• Reaksi paruh
• Setengah reaksi
Reaksi redoks disebut :
•Reaksi total
Reaksi Kimia 
Energi Kimia 
Energi Listrik (? )
SEL ELEKTROKIMIA
e
Cd
Cu
e
Cd 2+
Cd Anoda :
Cd
Cu 2+
 Cd 2+ + 2e
Cu Katoda : Cu 2+ + 2 e  Cu
- - -
( Oksidasi )
( Reduksi )
SEL ELEKTROKIMIA
Terdiri dari :
 Elektrolit
 Elektroda :
● Anoda
Reaksi Reduksi
: Reaksi Oksidasi
● Katoda :
SEL ELEKTROKIMIA
Sel Volta / Sel Galvani
Sel Elektrolisis
 Menghasilkan energi listrik
 Menghasilkan energi kimia
dari reaksi kimia/ energi
kimia
 Anoda : kutub negatip
 Katoda : kutub positip
 Contoh : aki, baterai
dari reaksi energi istrik
 Anoda : kutub positip
 Katoda : kutub negatip
 Contoh : alat penyepuh
( electroplating )
EMF ( Electromotive Force )
GGL ( Gaya Gerak Listrik )
adalah :
Perbedaan potensial elektroda yang menyebabkan
terjadinya arus listrik mengalir dari elektroda
potensial tinggi ke elektroda potensial yang lebih
rendah pada suatu sel elektrokimia.
Satuan : Volt
Alat untuk mengukur : Potensiometer
Simbol : [ E ; ε ]
Mengapa bisa timbul perbedaan potensial
?
Zn
Zn  Zn 2+ + 2e
-
-
-
-
Zn 2+
CuSO
4
Penulisan Sel
1.
Sel Galvani ditulis dengan setengah sel anoda (elektroda negatif)
di sebelah kiri dan setengah sel katoda (elektroda positif ) di
sebelah kanan.
2.
Satu garis tegak/miringZn2+ menunjukkan batas fasa, sedangkan
2 garis menunjukkan adanya jembartan garam.
3.
Dua zat yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan dengan
tanda koma
4.
Konsentrasi larutan dinyatakan dalam tanda kurung setelah
rumus kimianya
Contoh :
Zn(s)/Zn2+(1,00m) // Cu2+(1,00m) /Cu (s)
Zn(s)/ Zn2+ (1,00m) / Cu2+ (1,00m) /Cu (s)
Pt/ Fe2+,Fe3+// H+/ H2/ Pt
GGL & Reaksi Sel
1.
GGL sel adalah jumlah potensial elektroda tunggal sesuai dengan
reaksi yang terjadi di dalam sel/elektroda tersebut.
2.
Apabila sel ditulis dengan elektroda negatif di sebelah kiri, maka
elektron akan mengalir melalui rangkaian di luar sel dari KIRI ke
KANAN , maka reaksi sel yang terjadi adalah SPONTAN dan
GGL sel akan bertanda +
3.
Reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi
dan elektroda sebelah kana adalah reduksi
Contoh :
Zn(s)/Zn2+ (1,00m)//Cu2+ (1,00m)/Cu(s)
Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e
Cu2+(aq) + 2e
Zn(s) + Cu2+(aq)
Cu(s)
( reaksi oksidasi )
+
Zn2+(aq) + Cu(s)
( reaksi reduksi )
( reaksi sel )
PERHITUNGAN EMF
E = E ANODA + E KATODA
Redoks
E = E ANODA - E KATODA
Oksidasi
E = E KATODA - E ANODA
Reduksi
ELEKTRODA
 Elektroda Standar :
● Elektroda Hidrogen Standar ( SHE )
 Elektroda Pembanding :
● Elektroda Kalomel
● Elektroda Ag/AgCl
 Elektroda pH :
• Elektroda Hidrogen
• Elektroda Gelas
Elektroda Hidrogen Standar (SHE )
H2
Terdiri dari :
• Kawat Pt
• Larutan H + ( 1 M ~ a = 1 )
Pt
Kondisi :
• P
: 1 atm
• Suhu : 25 0 C
H+
Eo = 0 volt
Reaksi ½ sel :
H2
2H+ +2e
Diagram ½ sel : Pt. H2 (1 atm) / H + ( a=1)
ELEKTRODA KALOMEL
Reaksi : Hg2Cl2(p) + 2 e  2 Hg (p) + 2 Cl-
A. Kalomel 0,1 N ( Kalomel desinormal )
Diagram : Hg/Hg2Cl2(p), KCl (0,1N)
Eo = 0,3338 volt
B. Kalomel 1 N ( Kalomel normal )
Diagram : Hg/Hg2Cl2(p), KCl (1N)
Eo = 0,2800 volt
C. Kalomel JENUH ( saturated )
Diagram : Hg/Hg2Cl2(p), KCl (Jenuh)
Eo = 0,2415 volt
HUKUM FARADAY
• Jumlah zat yang dihasilkan pada reaksi elektroda adalah setara dengan
jumlah listrik yang mengalir pada reaksi elektrolisis
Dari percobaan :
1 Coulomb [ C ] ~ 0,00111797 gram Ag
BA Ag = 107,870 gram
1 BE Ag membutuhkan = 107,870/ 0,00111797 C
= 96.487 C ~ 96.500 C

1 F = 96.500 C
1 e ~ 1,602. 10 -19 C
1 F ~ 96.500/1,602 . 10 -19 e
~ 6,023 . 10 23 e
COULOMETER
 Alat / sel elektrolisis yang digunakan untuk mengukur jumlah listrik
yang melewati suatu sirkuit / rangkaian dengan mengamati
perubahan kimia yang terjadi
 Rumus :
Berat Zat = BA x i x t
96.500
BA : berat atom zat
i : arus listrik
t : waktu
Gram
Contoh Perhitungan potensial Elektroda
1. Sel Galvani dengan diagram sel : Cd/Cd2+ ( a=1) // KCl (1N), Hg2Cl2(p)/Hg
Eo sel = 0,6830 volt ( 25oC, 1 atm )
Hitung Eo elektroda Cd, bila berfungsi sebagai kutub negatip.
Jawab :
Kutub neg ( anoda ~ oksidasi ) : Cd  Cd 2+ + 2 e
Kutub pos ( katoda ~ reduksi ) : Hg2Cl2(p) + 2 e  2 Hg (p) + 2 Cl Eo = + 0,2800 volt
Eo sel = Eo anoda + Eo katoda
0,6830 = + 0,2800
Eo Cd = 0,4030 volt
2. Hg/ Hg2Cl2(p), KCl (0,1N) / Cu 2+ ( a=1 ) / Cu
Eo sel = 0,0570 volt ( 25oC, 1 atm )
Elektroda kalomel kutub negatip  Hitung Eo Cu
Contoh Perhitungan potensial sel
1.
Cd/Cd2+ ( a=1) // Cu 2+ ( a=1 ) / Cu ( 25oC, 1 atm )
Hitung Eo sel, bila sel berfungsi sebagai penghasil listrik
Jawab :
Asumsi : Kutub neg (anoda) adalah elektroda Cd
Anoda : Cd  Cd 2+ + 2 e
Eo Cd = 0,4030 volt
Katoda : Cu 2+ + 2 e  Cu
Eo Cu = 0,3370 volt +
Cd + Cu 2+  Cd 2+ + Cu
Eo sel =
0,7400 volt
Eo sel > 0  Reaksi spontan
Elektroda Cd  anoda ( oksidasi ), kutub negatip
Elektroda Cu  katoda ( reduksi ), kutub posititip
2. Bagaimana bila elektroda Cu sebagai kutub negatip ?
Rumus
aA + bB
Nernst
cC + dD
ΔG = ΔG o + RT ln acC . adD
aaA . abB
ΔG = – n F E  – n F E = – n F Eo + RT ln acC . adD
aaA . abB
E = Eo – RT ln acC . adD
nF
aaA . abB
E = Eo – 2,3026 RT log acC . adD
nF
aaA . abB
n = elektron yang terlibat dalam reaksi
F = 96.500 C
R = konstanta gas
Pada t =
25oC
E = Eo – 0,059 log acC . adD
n
aaA . abB
T = suhu
Contoh
Berapa potensial elektroda Zn : Zn / Zn 2+ ( a = 0,1 ) pada 25oC, 1 atm
Oksidasi : Zn  Zn 2+ + 2 e
E = Eo – 0,059 log a Zn 2+
n
a Zn
= 0,7618 – 0,059 log 0,1
2
1
= 0,7914 volt
Reduksi : Zn 2+ + 2 e  Zn
E = Eo – 0,059 log a Zn 2+
n
a Zn
= – 0,7618 – 0,059 log 1
2
0,1
= – 0,7914 volt
Contoh
Zn / Zn 2+ (0,1) // Cl- (1N), Hg2Cl2/Hg
Berapa E sel ?
Jawab :
Elektroda Zn : anoda ( oksidasi )  E Zn = 0,7914 volt
Elektroda kalomel normal : katoda ( reduksi )  E Kal = 0,2800 volt
E sel = E anoda + E katoda
= 0,7914 + 0,2800
= 1,0714 volt
Berapa E sel bila pada elektroda kalomel
a KCl = 0,2 ?
EMF (E) dan Konstante kesetimbangan (K)
aA + bB
cC + dD
K = acC . adD
aaA . abB
Keadaan setimbang : ΔG = 0
ΔG = - n F E
Pada 25oC :
0 = Eo – 0,059 log acC . adD
n
aaA . abB
Eo = 0,059 log K
n
E=0