Transcript Reaksi redoks dan elektrokimia

ELEKTROKIMIA
1. Sel volta
2. Elektrolisis
2.2 Sel Volta
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik.
Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta memiliki elektroda logam yang dicelupkan ke dalam
larutan garamnya, ciri-ciri :
Terjadi reaksi redoks, yaitu reaksi reduksi pada katoda dan
oksidasi pada anoda
Terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik
Katoda (+) dan anoda (-)
Terjadi reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik
Reaksi yang berlangsung pada
proses
tersebut
sebagai
berikut :
Katoda (reduksi) :
Cu²⁺(aq) + 2e‾
Cu(s)
Anoda (oksidasi)
Zn(s)
Zn⁺(aq) + 2e‾
Notasi sel volta
Sel volta merupakan tempat berlangsungnya proses kimia yang
menghasilkan listrik.
Berikut sel volta unuk contoh gambar yang sebelumnya :
Kita dapat mengekspresikan dalam bentuk Notasi Sel:
anoda| ion anoda|| ion katoda| katoda
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
Contoh :
Hasil pengukuran menunjukan 0,76 volt (Zn mengalami oksidasi),
maka potensial reduksinya :
Zn(s)
Zn⁺(aq) + 2e‾
dengan notasi :
Zn │Zn2+ Eº = -0,76 V
= 0,76 V
Potensial Elektroda Standar
E°sel = E°reduksi - E°oksidasi
Reaksi berlangsung spontan jika
E°sel > 0
Deret Volta
Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au
Ered < 0
Ered > 0
Ered = 0
Semakin ke kiri:
1.Sifat reduktor makin kuat
2.Semakin mudah teroksidasi
Semakin ke kanan:
1.Sifat oksidator makin kuat
2.Semakin mudah tereduksi
Kesesuaian dengan Deret Volta
Reaksi Oksidasi
Li(s) + Ga3+(aq)  Li+(aq) + Ga(s)
0
+3
+1
0
Reaksi Reduksi
Sel volta dalam kehidupan sehari-hari
Aki
• PbSO4(s) + H+(aq) +2e- → Pb(s) + HSO4-(aq) (elektrode Pb sebagai
katoda)
• PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e- (elektrode
PbO2 sebagai anoda).
Baterai kering
Sel ini biasanya digunakan sebagai sumber tenaga atau energi pada
lampu, senter, radio, jam dinding, dan masih banyak lagi.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- (anoda)
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) H2O(l) (katoda)
 Baterai litium
Li│Li+ (pelarut non-air)│KOH (pasta)│MnO2, Mn(OH)3, C
Korosi
Korosi
(perkaratan)
adalah
rusaknya
logam
akibat
teroksidasinya logam tersebut oleh oksigen yang berada di
lingkungannya.
Reaksi Sel : 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 2Fe2+(aq) + 4OH-(aq)
Faktor yang mempercepat korosi :
1. Air dan kelembapan udara
2. Elektrolit
3. Permukaan logam yang tidak rata
4. Terbentuknya sel elektrokimia
Faktor yang menghambat korosi
1. Mengontrol kelembapan udara
2. Mencegah logam bersentuhan dengan oksigen
3. Perlindungan katodik
4. Proses pelapisan dengan pengecatan ataupun
penyepuhan.
2. Elektrolisis
Elektrolisis
sel volta
Reaksi pada katoda
1. Jika yang menuju katoda adalah ion positif, dari
golongan IA, IIA
a) Bilangan berupa larutan :
ion-ion tidak tereduksi, yang tereduksi
pelarutannya (H2O) karna E⁰red lebih besar.
2H2O + 2e‾
2OH‾ + H2
b) Bila berupa leburan ion tersebut yang tereduksi
Lⁿ+ + n.e‾
L
2. Jika yang menuju katoda ion H+ akan
tereduksi :
2H+ + 2e‾
H₂(g)
3. Jika yang menuju katoda selain ion-ion
seperti nomor 1 dan 2 akan tereduksi
membentuk endapan :
Ag+ + e‾
Ag(s)
Cu²+ + 2e‾
Cu(s)
Reaksi pada anoda
1.Jika anodanya inert/tidak aktif (Pt, Au, C)
a. bila yang menuju anoda ion sisa asam yang mengandung atom
dengan billangan oksidasi maksimal, yang teroksidasi adalah air (H2O)
2H2O
4H+ + O2 + 4e‾
b. bila yang menuju anoda ion OH‾akan teroksidasi :
4OH‾
2H2O + O2 + 4e‾
c. bila yang menuju anoda ion-ion Halida (Cl‾,Br‾,I‾) akan teroksidasi
2Cl‾
Cl2 + 2e‾
2Br‾
2I‾
Br2 + 2e‾
I2 + 2e‾
2. Jika anoda aktif ( selain Pt, AU, C ) anodanya
teroksidasi
Cu
Cu2+ + 2e‾
Contoh dalam kehidupan sehari-hari
1. Industri Metalurgi
a. Proses Hall
Proses untuk mendapatkan logam aluminium dari bijih
bauksit Al2O3 yang dilarutkan dalam Kriolit (Na3AlF6)
b. Pemurnian Tembaga
Tembaga yang diperoleh dari reduksi bijih tembaga
(tidak murni), dimurnikan
dengan elektrolisis CuSO4
dengan Cu murni di katode dan cu tidak murni di anode
2. Industri Bahan Kimia
Pembuatan gas klorin dan NaOH dengan
menggunakan sel diafragma
3. Industri Kerajinan
Digunakan pada penyepuhan logam
Hukum faraday I
e.i.t
G
96500
G = massa
e = massa ekuivalen
i = kuat arus ( Ampere)
t = waktu (detik)
1 mol e  1F  96500 C (Coulomb)
Ar
e
valensi
Contoh soal :
Arus listrik sebesar 5 ampere dialirkan dalam
larutan CuSO4 selama 2 jam. Berapa gram
logam Cu (Ar = 63,5) yang dapat dihasilkan ?
Jawab :
CuSO4  Cu2+ + SO42–
Val. Cu = 2
t = 2 jam  3600 detik/jam = 7200 detik
I = 5 Ampere
e.i.t
Ar = 63,5 gram/mol
63,5  5  7200
G
G
96500
2  96500
G = 11,85 gram
Hukum faraday II
G1
e1

G2
e2
Ar
e
valensi
G1 = massa zat 1
G2 = massa zat 2
e1 = massa ekuivalen 1
e2 = massa ekuivalen 2
Contoh soal :
Kedalam 2 sel larutan AgNO3 dan larutan CuSO4
yang disusun secara seri dialirkan arus listrik.
Ternyata diendapkan 5,4 gram logam Ag.
Tentukan jumlah logam Cu yang diendapkan!
(Ar: Ag = 108, Cu = 63,5)
Jawab :
AgNO3  Ag+ + NO3–
valensi Ag = 1
CuSO4Cu2+ +SO42–
valensi Cu = 2
mAg
Ar Ag Ar Cu

:
mCu val. Ag val.Cu
5,4
108 63,5

:
mCu
1
2
mCu  1,588gram
Kesimpulan
No
Sel volta
Sel elektrolisis
1
Reaksi spontan
Reaksi tidak spontan
2
Anoda kutub negatif
Anoda kutub positif
3
Katoda kutub positif
Katoda kutub negatif
4
Energi kimia
energi listrik
menjadi Energi listrik menjadi energi
kimia
Created by :
• Eco Jatmiko
• Eric Soehandi
• Fandian Mahza
• Hardiyanti
• Irma Rahayu
• Jessy Rhapsari
Grade : XII SCI 2