3, 4 & 5. Elektrokimia Lengkap.ppt

ELEKTROKIMIA 04/24/16

1

ELEKTROKIMI A 

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik (energi listrik).



Metode elektrokimia : • Biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya yaitu serah terima elektron dari satu pereaksi ke pereaksi yang lain.

• Proses berlangsung pada elektroda yang

sama/berbeda dalam suatu sistim elektrokimia. 04/24/16

2

 Karena

didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik.  Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi

 Katoda, yakni elektroda di mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung, dan bermuatan negatif ( - ).  Anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung dan bermuatan ( + ).. 04/24/16

3

Elektaron Inert : Elektroda (Platina) yang hanya mentransfer elektron ke dan dari larutan.  Elektroda Reaktif : elektroda yang secara kimia memasuki reaksi elektroda dimana selama elektrolisis, terjadi reduksi pada katoda dan oksidasi pada anoda.  Hukum Faraday : Jika 96543 Coulum ( 1 Faraday) muatan dilewatkan melalui suatu elektrolit, satu ekivalen produk diendapkan pada elektroda atau satu ekivalen reaksi kimia terjadi pada elektroda. 

04/24/16

4

Latihan : 1. Jika 50 x 10-3 amp arus listrik dilewatkan melalui coulometer tembaga selama 60 menit, hitung jumlah tembaga yang diendapkan.  Jwab : muatan = i x t = (50 x 10-3 A) (60 x 60s) = 180 C Reaksi kimia : Cu2+ + 2e- → Cu(s) Karena 2e- terlibat dalam endapan 1 mol Cu, maka 2 F akan mengendapkan 1 mol tembaga yaitu : Jumlah Pb yang diendapkan = (63,5 g mol -1)(180 C) / (2 x 96500 C mol-1) = 0,118 g 

04/24/16

5

Tipe elektroda secara umum : 1. Arua listrik yang membawa ion akan dibebaskan pada elektroda. 2. Ion (-) yang sulit untuk dibebaskan pada anoda menyebabkan penguraian H2O dan pembentukan O2, H+ dan elektron. 3. Ion (+) yang sulit untuk dibebaskan pada katoda menyebabkan penguraian H2O dan pembentukan H2, OH- dan absorbsi elektron. 04/24/16

6

Sel elektrokimia yang menghasilkan energi listrik karena terjadinya reaksi spontan di dalamnya di sebut SEL GALVANI  Sel elektrokimia di mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya di sebut SEL ELEKTROLISIS.  Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah Dua elektroda -umumnya konduktor logamElektrolit, konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) elektroda dicelupkan ke dalam elektrolit ini. Sumber arus. 

04/24/16

7



Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar.



Misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell), pemurnian logam dan elektroplating, elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis dan elektrorefining 04/24/16

8

Aplikasi lain yang sekarang sedang marak dikembangkan adalah elektrosintesis.  Teknik/metode elektrosintesis adalah suatu cara untuk mensintesis / membuat dan atau memproduksi suatu bahan yang didasarkan pada teknik elektrokimia.  Pada metode ini terjadi perubahan unsur/ senyawa kimia menjadi senyawa yang diinginkan.  Keuntungan metode ini seperti : • Peralatan yang diperlukan sangat sederhana, • Potensial elektroda dan rapat arusnya dapat diatur • Tingkat polusi sangat rendah dan mudah dikontrol. 

04/24/16

9

DASAR TEORI 

Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan.



Dalam bidang elektrokimia, antaraksi fisika yang penting adalah antaraksi elektromagnetik.



Dasar antaraksi elektromagnetik adalah adanya gaya tarik atau gaya tolak antara dua muatan, yaitu Q1 dan Q2.



Hukum ini dirumuskan sebagai Hukum Coulomb 04/24/16

10

DASAR TEORI

Hukum Coulomb Tarikan dan tolakan antara dua muatan (Q1 dan Q2) dimana F = gaya Coulomb Q = muatan κ = tetapan dielektrik r = jarak antar muatan ε0 = permitivitas ruang bebas

Q1Q2 F 2 4 0r

Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial listrik 04/24/16

11

DASAR TEORI 

Kekuatan medan listrik yang mengalir melalui suatu penghantar, misal larutan elektrolit, ditentukan oleh beda potensial dan tahanan Menurut Hukum OHM : dimana : I = kuat arus (Ampere) V = beda potensial (Volt) R = tahanan (Ohm) 04/24/16

V I  R

12

DASAR TEORI

Coulomb (jumlah listrik ) : jumlah listrik yang diangkut oleh listrik 1 Ampere selama 1detik 1 C = 1A. 1s Q=I.t dimana : Q = jumlah listrik (Coulomb) I = kuat arus (A) t = waktu (detik) 1 mol elektron = 1 Faraday = 96.500 Coulomb 04/24/16

13

DASAR TEORI

Tahanan (R) : rintangan yang terdapat dalam sistem terhadap arus listrik Dari hukum Ohm : E E dalam volt R I I dalam Amper R dalam Ohm  Hantaran (Konduktansi) : arus listrik yang dibawa oleh ion-ion atau elektron  Konduktansi merupakan kebalikan dari tahanan, dimana : 

L = konduktansi (mho) atau (ohm -1) 04/24/16

1 L R 14

DASAR TEORI 

KONDUKTIVITAS ( Hantaran jenis) (Ћ) :

A L  

   L. A

atau

dimana :

  L.

• l /A = K = konstanta sel (m ) • A = daerah elektroda (m ) • l = jarak antar elektroda (m) • Ћ = hantaran jenis (konduktivitas) (mho. m -1

2

04/24/16

15

-1

)

Elektrolit : suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam pelarut (misal : air), akan menghasilkan larutan yang dapat menghantar arus listrik  Pada suatu larutan elektrolit yang diukur adalah konduktansinya, bukan tahanannya.  Untuk mengukur hantaran / konduktansi suatu larutan dapat digunakan alat yang disebut : SEL KONDUKTANSI  Konstanta sel suatu sel konduktansi ( l / A) diukur dengan jalan menempatkan suatu larutan yang telah diketahui konduktivitasnya (misalnya KCl) ke dalam sel.  Nilai konstanta sel ===== Tetap 

04/24/16

16



KONDUKTANSI SPESIFIK ( Λ ) atau (Hantaran Molar) yaitu : hantaran larutan yang mengandung 1 mol elektrolit dan ditempatkan diantara dua elektroda sejajar yang berjarak sejauh satu meter

dimana

  c

c = konsentrasi elektrolit ( mol/dm3) ħ = konduktivitas (mho m-1) Λ = konduktansi spesifik (mho m2 mol-1) 04/24/16

17

Contoh soal : 1. Hantaran larutan KCl 0,0075 mol/ dm3 adalah 1,49 . 103 μ mho. Jika konstanta sel 105 m-1, hitunglah konduktivitas (ħ) dan konduktansi

spesifik (Λ) larutan Jawab : ħ = K. L ħ = (105 m-1)(1,49, 103 μmho) = 1,565.105 μmho Λ = ħ /c = 1,565.105. 10-6 mho/m = 0,021 mho.m2 0,0075x1000mol/m3 04/24/16

mol 18

2. Dimensi elektroda yang digunakan dalam sel hantaran adalah 0,95 cm dan 1,015 cm. Jika kedua elektroda diikat pada jarak antara 0,45 cm, hitunglah konstanta sel (K) Jawab : K= l /A= 0,45. 10 -2 m = (0,95 x 10-2m)(1,015 x 10-2m)

04/24/16

46,8 m-1

19

3. Tahanan larutan KCl 0,1M dalam suatu sel konduktansi adalah 325 ohm dan konduktivitasnya 1,29 mho/m. Jika tahanan larutan NaCl 0,05 M dalam sel yang sama adalah 752,4 ohm, berapakah konduktansi spesifik larutan NaCl tsb ? Jawab : Konstanta sel : K = ħ / L = ħ R = (1,29 mho/m)(325 ohm) = 419 m-1 Konduktivitas NaCl : ħ = K/ R = 419m-1 / 752,4 ohm = 0,557 mho/m 04/24/16

20

Maka konduktansi spesifik NaCl adalah : Λ = ħ /c = 0,557 mho m-1 = 0,011 mho m2 /mol 0,05 mol/dm3 Tugas :

04/24/16

21

KONDUKTANSI EKUIVALEN 

Satu mol ion ( apa saja ! ) mengandung jumlah ion sebesar No =6,023 x 1023 sama dengan satu mol ion lain No = bilangan Avogadro sehingga : • Suatu ion akan mengandung jumlah muatan (+) dan (-) sama dengan ion lain



Satuan ini dikenal dengan : GRAM EKUIVALEN atau BERAT EKUIVALEN 04/24/16

22

Berat molekul Gram ekivalen  Jumlah total muatan ion Setiap gram ekivalen mengandung muatan yang sama yaitu sebanyak 1 Faraday ≈ 96500 C ekiv. Contoh : - Massa 1mol HCl terlarut = 36,46 gr, maka 1 grek = 36,46 - Massa 1mol AlCl3 = 133,33 gr, maka 1 grek = 44,44 gr 04/24/16

23

Catatan : Istilah gram ekivalen pada elektrolit dengan gram ekivalen pada reaksi redoks tidak ada hubungannya Misal :  Gram ekiv. FeSO4 pada elektrolit = BM / 2  Gram ekiv. FeSO4 pada redoks = BM 

Dengan menggunakan gram ekiv.zat, maka definisi KONDUKTANSI EKIV. adalah :

•

Konduktan antara 2 elektroda yang berjarak satu meter yang diantaranya terdapat larutan yang mengandung tepat 1 gram elektrolit

04/24/16

24

04/24/16

25

Konduktansi ekivalen lebih berarti dibanding konduktansi, karena pada konduktansi ekiv. semua perhitungan didasarkan pada satuan konsentrasi  Konduktansi ekivalen : 

K  1000.c

c = konsentrasi ekiv / m3

atau

K  c 04/24/16

c =mol / m3 26





Kurva Λ sebagai fungsi cuntuk berbagai larutan pada 25 o C, memperlihatkan bahwa elektrolit kuat memotong sumbu vertikal sehingga nilai Λo dapat diperoleh dengan cukup tepat. Untuk elektrolit lemah Λo sulit ditentukan. Pada pengenceran tak hingga (c ~ o), Λo dari CH3COOH sulit ditentukan karena kurva hampir sejajar sumbu vertikal Λ 30 0 NaOH

200 100 Mho ekiv-1cm2

KCl CH3COOH

0,5 04/24/16

Kurva Λ sebagai fungsi

1,0

Ekiv/liter

C1/2 27

c



Pada pengenceran tak terhingga (c ~ o), konduktansi ekiv. :

o      o

dimana

 o

o  konduktansi ekiv.katio n o  konduktansi ekiv.anion

HUKUM MIGRASI BEBAS KOHLRAUSCH Hubungan Λ dan konsentrasi, dikemukakan oleh KOHLRAUSCH : Λ= Λo – B C1/2 04/24/16

28



Pada pengenceran tak hingga, gaya interionik kecil sekali sehingga akan terlihat konduktansi yang sesungguhnya.

CONTOH SOAL 1. Dari data dibawah ini, hitunglah nilai ΛoNH4OH pada 25o C: Λo (NaOH) = 247,8 x 10-4 mho ekiv-1m2 Λo (NaCl)

= 126,45 x 10-4 mho ekiv-1m2

Λo (NH4Cl) = 149,7 x 10-4 mho ekiv-1m2

04/24/16

29

Jawab : Konduktansi ekiv.NH4OH pada 298oK adalah : Λo = λo (NH4+ ) + λo (OH-) maka Λo(NH4OH) = λo(NH4+)+ λo(Cl-) + λo(Na+) + λo(OH-) λo (Na+) - λo (Cl-) = Λo(NH4Cl) + Λo(NaOH) - Λo(NaCl) = (149,7+ 247,8 - 126,45 ) x 10-4 = 271,05 x 10-4 mho ekiv-1 m2 Tugas : 15.10 ; 15.11 dan 15.14 04/24/16

30

Bilangan Transport & Mobilitas Ionik BILANGAN TRANSPORT : Fraksi dari jumlah arus total yang dibawa olehsebuahion tertentu disebut bilangan penghantaran Simbol bil.transport ; kation : t + anion : t – Untuk suatu elektrolit tertentu : t++ t

-

=1

Bil.transport pada pengenceran tak hingga, c~ o disimbolkan dengan :   04/24/16

to dan to

31



Bil.transport kation dan anion dapat ditentukan dengan cara : • Metode Hittorf yaitu Mengukur perubahan konsentrasi elektrolit disekitar katoda dan anoda saat elektrolisis, artinya bil.transport tergantung pada konsentrasi • Menggunakan mobilitas ioniknya atau metode pembatasan yang bergerak.

t- = Jumlah gran ekivalen elektrulit yang hilang dari katoda Jumlah gran ekivalen logam yang diendapkan dalam coulometer 04/24/16

32

MOBILITAS IONIK (U) : Laju gerakan suatu ion (m/det) yang melalui suatu medan dengan gradien potensial 1 volt/m  Mobilitas kation dan anion : U+ dan U Mobilitas Ionik :

x U  d t. dx

dimana : x = jarak (m) t = waktu (detik) dε/dx = kekuatan medan (volt/m)

04/24/16

33

Konduktansi juga dipengaruhi oleh mobilitas ionik  Satuan Mobilitas Ionik : m 2 V-1 s-1  Kekuatan medan dihitung dengan rumus : E = d€ /dx = I / A ħ  Jika z = jumlah muatan ion ( z + dan z - ), sedangkan c adalah konsentrasi (c+ dan c -) (mol/m3) , maka dalam larutan terdapat : z.c ekiv/m3 ion 

04/24/16

34



Jika u+ dan u- adalah mobilitas kation dan anion : Λ = (z+c+u++ z-c-u-) F

z+c+= z-c-, maka

Λ = (u+ + u-) F = λ++ λPada konsentrasi tertentu : λ+= z+u+F atau λ- = z-u-F atau :

u





u  04/24/16





zF

 

z F 35



Karena bil.transport merupakan fraksi total arus yang dibawa oleh ion, maka : 

u t    u u 



  t       

Atau

u t    u u 

dan 



dan





  t       

Sehigga t+ + t- = 1 Untuk pengenceran tak hingga :

to



  o  o

dan



to  04/24/16



 o



o

36

CONTOH SOAL 2. Hitunglah mobilitas ionis dari ion K+ dan OH- pada pengenceran tak hingga, jika λo(K+) = 73,50. 104mho m2 mol- dan λo -4 2 (OH-) = 197,6 . 10 mho m mol-

Jawab : Mobilitas ionik : untuk kation K+ o -4 2  73,50 .10 mho m mol u  K   z K  .F 1.ekiv.mol . 96500coulomb / ekiv  

u  7,62m / volt. det 2

04/24/16

37

Mobilitas ionik : untuk anion OH-

 197,6 .10 mho m mol u    zOH  .F 1.ekiv.mol . 96500coulomb / ekiv  

o OH 

-4

2

-

u   2,05m 2 / volt. det   .o  to . o   .o  t o . o

KONDUKTANSI IONIK Konduktansi spesifik setiap ion pada pengenceran tak    hingga : o o o

 .  t .

dimana v+ & v- = jumlah ion yang berasosiasi 04/24/16

 .  t . o 

 o

 o

38

Contoh Soal 3. Konduktan spesifik HCl pada 0,05M adalah 399. 10-4mho m2 mol - dan bilangan transport ion H+ adalah 0,829. Hitunglah konduktansi spesifik ion H+ dan Cl – JAWAB : Untuk H+ :

λH+ = t H+ . ΛHCl = (0,829). (399. 10-4mho m2 mol – ) = 330,80. 10-4mho m2 mol Untuk ClλCl- = (1– 0,829) .(399. 10-4mho m2 mol – )

= 68,24.10-4mho m2 mol – 04/24/16

39

04/24/16

40

Elektrokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan Energi Listrik dan Energi Kimia.  Proses elektrokimia menerapkan prinsip reaksi REDOKS.  Energi kimia -------» Energi Listrik (reaksi spontan) -------» sel Galvani / Volta  Energi Listrik -------» Energi kimia (reaksi tidak spontan) -------» sel elektrolisis 

04/24/16

41

Terminologi Redoks

04/24/16

42



Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda



Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda

04/24/16

43

Sel Elektrokimia

a. Logam Zn dimasukan kedalam larutan yang mengandung Cu2+ b. Logam Cu mengendap dan logam Zn larut c. Logam Cu dimasukkan ke dalam larutan yang mengandung Ag+ d. Logam Ag mengendap dan logam Cu larut (biru)04/24/16 44

Fenomena ini berlangsung secara spontan. Reaksi yang terjadi adalah sbb : ANODA (kutub - ) : Zn(s ---» Zn2+(aq) + 2e (oksidasi)  KATODA (kutub +) : Cu2+(aq) + 2e ---» Cu (s) (reduksi) 



Reaksi total : Zn(s)+ Cu2+(aq)---» Zn2+(aq)+ Cu(s)



Jika reaksi diatas disusun sedemikian rupa dengan seperangkat alat yang dapat membangkitkan arus listrik dari reaksi spontan tersebut maka seperangkat alat tersebut disebut ---» SEL GALVANI ATAU SEL VOLTA 04/24/16

45



Adanya aliran elektron dari anoda ke katoda menunjukkan adanya perbedaan potensial antara anoda dan katoda.



Jika diukur dengan voltmeter, maka harga potensial yang terukur disebut Potensial Sel atau Gaya Gerak Listrik (GGL) atau electromotive force (emf) E.



Notasi yang menjadi kesepakatan untuk menyatakan sel galvani disebut DIAGRAM SEL



Untuk sel di atas dengan mengasumsikan konsentrasi larutan Zn2+ dan Cu2+ adalah 1M :

Zn(s)| Zn2+(1M) ‫װ‬Cu2+(1M)| Cu 04/24/16

(s) 46

Sebuah garis vertikal melambangkan batas fasa. Double garis vertikal melambangkan jembatan garam. Berdasarkan kesepakatan reaksi di anoda ditulis disebelah kiri garis ll.  Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda & katoda dapat saling bereaksi yang berfungsi untuk memperoleh sebuah rangkaian listrik yang lengkap.  Bisa dibuat dari kertas saring yang direndam dalam larutan elektrolit seperti NH4NO3 atau KCl 



Penumpukan ion (+) diwadah kiri atau ion (-) dikanan dapat dihindari dengan jembatan garam, dengan jalan mendiffusikan ion kekanan atau kiri

04/24/16

47

Sel elektrokimia : Sel Galvani selalu terdiri dari dua elektroda : • Tempat terjadinya rx Oksidasi ---- » ANODA, bermuatan negatif (-) • Tempat terjadinya rx reduksi ---- » KATODA, bermuatan positif (+)  Pada sel elektrolisis, terjadi sebaliknya , anoda bermuatan positif dan katoda bermuatan negatif 

04/24/16

48



Pada sel Galvani : elektron bergerak dari anoda ke katoda pada sirkuit eksternal



Pada sel elektrolisis : elektron bergerak dari sumber tegangan luar (accu atau baterai) masuk ke katoda dan keluar lewat anoda



Baik sel Galvani ataupun sel elektrolisis :

• •

Anoda ----- elektroda tempat oksidasi Katoda ----- elektroda tempat reduksi

04/24/16

49

04/24/16

50

Transport muatan dalam sel

04/24/16

51

04/24/16

52

Konstruksi dan Operasi Sel Volta

04/24/16

53

Elektron mengalir melalui sirkuit luar dari anoda (Zn) menuju elektroda Cu (katoda 04/24/16

54

Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4  Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4  Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif  Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam  Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum 

04/24/16

55

Sel Volta dengan Elektroda Inaktif

Grafit|I2(s)|I-(aq)║ H+(aq), MnO4-(aq), Mn2+ (aq)|Grafit

04/24/16

56

Aspek Thermodinamika

Meninjau kespontanan reaksi sel elektrokimia  Dilihat dari perubahan energi Gibbs standar, hubungan tegangan sel dinyatakan : ΔGo = - n F Eo atau ΔGo = - z F Eo dimana z = n = jumlah elektron yang terlibat F = bilangan Faraday = 96500 C/mol Eosel = daya gerak listrik (DGL) standar 

04/24/16

57









Untuk reaksi spontan : ΔG = ( - ) ----» Esel = (+) non spontan : ΔG = (+) ----» Esel = (-) seimbang : ΔG = 0 ----» Esel = 0 Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel Satuan yang digunakan : 1 V = 1 J/C Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298o K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid) 04/24/16

58



Pada dasarnya semua jenis sel elektrolisis termasuk elektrosintesis selalu berlaku hukum Faraday yakni: • Jumlah perubahan kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis, sebanding dengan muatan listrik yang dilewatkan di dalam sel tersebut • Jumlah muatan listrik sebanyak 96.500 coulomb akan menyebabkan perubahan suatu senyawa sebanyak 1,0 gramekivalen (grek)

04/24/16

59

Contoh: Proses elektrokimia dalam Sel Daniell suis

Gambar 1 G

Logam zink

Larutan zink sulfat

Logam kuprum

Membran berpori Larutan kuprum (II) sulfat

Gambar : Sel Daniell menggunakan membran berpori 04/24/16

60

Gambar 2:

Jembatan garam

G

Logam zink

Zink sulfat

Logam kuprum

kuprum(II) sulfat

Gambar : Sel Daniell menggunakan jembatan garam

04/24/16

61

Potensial Elektroda Standar (Eo1/2) Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)  Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi  Bentuk teroksidasi + ne  bentuk tereduksi Eo1/2 sel 



Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya Eosel = Eokat - Eoano 04/24/16

62

Eosel 

daya gerak listrik (DGL) standar Ditentukan dengan asumsi aktifitas = 1 Nilai Eosel ditentukan dari besarnya potensial elektroda (reduksi) standar  Eo Sebagai standar  Eo Hidrogen

• Bila E • Bila E

Atau

> Eo H2  reduksi o < Eo H2  oksidasi o

:

Eosel = Eored - Eooks 04/24/16

63

Elektroda Hidrogen Standar

04/24/16

64

Elektroda Hidrogen Standar 

Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi: 2H+(aq, 1 M) + 2e  H2(g, 1 atm) Eorujukan = 0,00 H2(g, 1 atm)  2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan= 0,00



Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas 04/24/16

65

Elektroda Hidrogen Standar

Elektroda Hidrogen standar, terdiri dari elektroda Pt yang dilapisi Pt-hitam.  Elektroda dicelupkan dalam larutan asam H + dengan aktifitas, aH+ = 1 dan dialiri / digelembungkan gas H2 dengan tekanan 1 atm  Pt bertindak sebagai katalis reaksi dekomposisi H2 ====> H. Reaksi ini diikuti dengan pelepasan elektron membentuk proton : H ====>H+(aq) + e Pada kondisi aH+ = 1 & P = 1atm, dianggap potensial = nol 

04/24/16

66

Elektroda Hidrogen Standar

Elektroda Hidrogen Standard disebut standard primer, kerana ia ditakrifkan.  Elektroda Hidrogen sukar dibuat dan digunakan, sehingga dipakai elektroda pembanding lain yang telah distandarisasi dengan elektroda Hidrogen,  Elektroda pembanding ini disebut Standard sekunder yang dibuat berdasarkan standard primer .  Dengan menggabungkan elektroda lain dengan elektroda Hidrogen standar, maka GGL elektroda lain dapat ditentukan 

04/24/16

67

Standard sekunder digunakan dalam praktek karena standard primer sukar disediakan.  Contoh standar sekunder ialah elektroda Ag, AgCl standard Setengah reaksinya adalah: AgCl(s) + e Ag(s) + Cl–(aq); Eo = 0.22233 V  Satu lagi elektroda standar sekunder adalah elektroda kalomel. ½Hg2Cl2(s) + e Hg(c) + Cl–(aq); Eo = 0.3337 V (KCl 0.1 m; 0.2412 V jika KCl jenuh) 

04/24/16

68

04/24/16

69

04/24/16

70







Dari tabel potensial elektroda standar untuk setengah reaksi reduksi, terlihat bahwa elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) merupakan batas pembanding dengan nilai potensial 0,0000 V. Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih besar dari elektroda hidrogen (bernilai positif), maka elektroda tersebut mempunyai kecenderungan untuk tereduksi (bersifat oksidator). Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih kecil dari elektroda hidrogen (bernilai negatif), maka elektroda tersebut mempunyai kecenderungan untuk teroksidasi (bersifat reduktor).

04/24/16

71

Penentuan GGL Standar Sel (Eosel) Nilai Eosel ditentukan dengan rumus Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi Eored adalah nilai potensial elektroda standar pada elektroda yang mengalami reduksi Eooks adalah nilai potensial elektroda standar dari elektroda yang mengalami oksidasi. 04/24/16

72

Misal, suatu sel elektrokimia : Pt, H2(1bar)|H+(1m) ¦¦ Cl– (1m)|AgCl(s)|Ag, Eo = 0.3337 V Katoda terdiri dari logam Ag, yang bersentuhan dengan larutan AgCl dan kedua-duanya terendam dalam larutan KCl dengan konsentrasi ion Cl – 1m. Reaksi sel: Anoda : 2H+(aq) + 2e H2(g); Eo = 0.00 V Katoda: AgCl(s) + e Ag(s) + Cl–(aq); 0.3337 V Total reaksi : ½H2(g) + AgCl(s) H+(aq) + Ag(s) + Cl(aq) Eo = Eored – Eooks = 0.3337 - 0.00 = 0.3337 V 04/24/16

73

Dari tabel data Eo standard, ½ reaksi : O2 + 4H+ + 4e 2H2O; Eo = 1.229 V MnO4- + 8H+ + 5e

Mn 2+ + 4H2O; Eo = 1.52 V

Gabungkan dua setengah reaksi ini sehingga menghasilkan sel elektrokimia Misalkan: Anoda : 5O2 + 20H+ + 20e 10H2O Katoda : 4MnO4- + 32H+ + 20e 4Mn2++ 16H2O Reaksi total : 4MnO4- + 12H+

4Mn2++ 6H2O + 5O2

Eo = Eored – Eooks = 1.52 - 1.229 = 0.291 V Maka,susunan sel adalah : H2O | O2 ¦¦ MnO4- | Mn 2+ 04/24/16

74

Jika kita menggabungkan dua ½ reaksi tadi sebaliknya : "Anoda“ : 4MnO4- + 32H+ + 20e 4Mn2++ 16H2O "Katoda“ : 5O2 + 20H+ + 20e 10H2O Reaksi Total : 4Mn2+ + 6H2O + 5O2 4MnO4- + 12H+ Eo = Eored – Eooks = 1.229 - 1.52 = - 0.291 V 

Nilai Eo yang negatif menunjukkan bahwa gabungan di atas adalah "terbalik", anoda seharusnya menjadi katoda dan katoda menjadi anoda. 04/24/16

75

Penentuan GGL Sel (Esel) dan Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG) 

Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi) dan elektroda kiri (oksidasi) ditentukan dengan perhitungan GGL sel (Esel).

G   nFE sel

G

o

  nFE

o sel

dan Bila nilai GGL sel positif, maka ΔG negatif dan reaksi berlangsung secara spontan. Sedangkan bila GGL sel negatif,maka ΔG positif dan reaksi berlangsung tidak spontan 04/24/16

76

Menurut kesetimbangan kimia, G  G o  RT ln Q  Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka o  i   i  RT ln a i  Jika nilai μi disubstitusi ke persamaan ΔG, maka 

o  nFE sel   nFE sel RT ln  ai i i

Atau :

E sel  E

o sel

RT  ln K nF

Persamaan Nernst 04/24/16

77



K adalah tetapan kesetimbangan yang nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi teroksidasi terhadap spesi tereduksi. [ a oksidasi ] K  [ a reduksi ]



Pada kesetimbangan, nilai Esel = 0 sehingga

RT E  ln K nF  Maka nilai K pada kesetimbangan dapat o ditentukan : nFE sel o sel

K e

04/24/16

RT 78

Contoh Soal 1: Hitung Eosel pada 25oC untuk sel berikut : Cd │ Cd 2+ ║ Cu 2+ │ Cu Jawab : Reduksi : ½ Cu 2+ + e- == ½ Cu Eo = 0,339 V Oksidasi : ½ Cd == ½ Cd 2+ + e-Eo = - 0,4022 V + Total : Cu 2+ + Cd == Cu + Cd 2+ Eosel= 0,7412 V

04/24/16

79

Contoh Soal 2.  Carilah potensial standar cell ,Ecell, dibawah ini dan prediksikan arah aliran electron bila kedua electroda ini dihubungkan Cu(s) | Cu 2+ || Cl – | AgCl(s) | Ag(s) Jika diketahui potensial reduksi standar : Cu 2+ | Cu = 0,337 volt Cl - | AgCl(s) | Ag(s) = 0,222 volt

04/24/16

80

Jawab: Reaksi total untuk cell ini : 2 Ag(s) + 2 Cl–(aq) + Cu 2+(aq) → AgCl(s) + Cu(s) Pada reaksi ini terjadi reverse potensial reduksi AgCl, shg : Ecell = (.337 + .222) v = .559 v Karena potential = (+), maka reaksi bergeser ke kanan atau bersifat spontan dan electron dilepaskan oleh elektroda Cu dan mengalir melalui circuit external menuju electroda Ag.

04/24/16

81

Contoh Soal 3. Hitung E° untuk electroda Fe 3+/ Fe(s) dari data potential standar Fe 3+ /Fe 2+ dan Fe 2+ /Fe(s) Jawab: Dari perhitungan data potensial reduksi, hitung ΔG° sebagai berikut : (i) Fe3++ e– → Fe2+ E°1 = .771 v , ΔG°1 = –.771F (ii) Fe2++ 2 e– → Fe(s) E°2 = – .440 v, ΔG°2 = +.880F (iii)Fe3++ 3 e– → Fe(s) E°3 = ? , ΔG°3 = + .109 F Energy bebas untuk setengah reaksi (iii) adalah = . 109nF, sehingga E°3 = – .109/3 = – .036 v 04/24/16

82

Contoh Soal 4. Suatu object logam yang akan dilapisi dengan Cu ditempatkan dalam larutan CuSO4. a) Ke elektroda manakah object logam harus dihubungkan supaya arus bisa dialirkan? b) Berapa berat Cu yang dapat terendapkan jika arus sebesar 0.22 amp mengalir dalam rangkaian sel selama 1.5 jam?

04/24/16

83

Penyelesaian : a) Selama ion Cu2+ direduksi, object logam bertindak sebagai katoda dan harus dihubungkan ke terminal negatif (tempat dari mana elektron mengalir) b) Banyaknya muatan yang melewati sel adalah : (0.22 amp) × (5400 sec) = 1200 c atau (1200 c) ÷ (96500 c F–1) = 0.012 F Selama reduksi, 1mol ion Cu2+ memerlukan 2 mol elektron, maka masa Cu yang mengendap adalah: (63.54 g mol–1) (0.5 mol Cu/F) (0.012 F) = 0.39 g Cu 04/24/16

84

 current

(ampere) adalah banyaknya muatan yang dipindahkan atau mengalir per detik ; 1 amp = 1 c/sec.  power (watts) yaitu banyaknya energy yang diproduksi atau dikonsumsi; 1 w = 1 J/sec = 1 volt-amp; 1 watt-sec = 1 J, 1 kw-h = 3600 J. 04/24/16

85

Contoh soal 5 Berapa daya listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan 1 metric ton (1000 kg) gas chlorine dari larutan brine, bila diasumsikan cell beroperasi pada 2.0 volts selama 24 jam dan efficiency 100 %? Penyelesaian ;  Mol Cl2 yang dihasilkan : (106 g) ÷ 70 g mol–1 = 14300 mol Cl2 

Muatan faraday : (2 F/mol) × (14300 mol) = 28600 F 04/24/16

86

Muatan dalam coulomb : (96500 c/F) × (28600 F) = 2.76 × 109 c  Lama electrolysis: (3600 s/h) x (24 h) = 86400 s  Arus yang mengalir : (2.76 × 109 A-sec) ÷ (86400 sec) = 32300 amps  Daya (volt-amps): (2.0 v)×(32300 a) = 64.6 kw  Energy dalam kW-h: (64.6 kw) × (24 h) = 1550 kw-h  Energy dalam joule : (1550 kw-h) × (3.6Mj/kw-h) = 5580 Mj (megajoules) 

04/24/16

87

TUGAS UNTUK DIKERJAKAN 1. Permanganat bereaksi dalam larutan basa dengan ion oksalat membentuk ion karbonat dan mangan dioksida padat. Seimbangkan reaksi redoks berikut: MnO4-(aq) + C2O42-(aq)  MnO2(s) + CO32-(aq) 2. Seimbangkan persamaan reaksi berikut dengan suasana larutan basa MnO4-(aq) + I-(aq)  MnO42-(aq) + IO3-(aq)

04/24/16

88

3.Hitunglah GGL standar untuk se-sel dibawah ini dengan menggunakan tabel potensial reduksi standar.  Zn│ Zn 2+ (1M)║ H2+ (1M)│ H2 (g,1atm)Pt Zn │ Zn 2+ (1M) ║ Cu 2+ (1M) │ Cu  Cu │Cu 2+ (1M) ║ Fe 2+ (1M), Fe3+(1M) │Pt  Pt, H2(1 bar)|H+ (1 m) ¦¦ Cl– (0.1m) |Hg2Cl2(s)|Hg 

Buatkan ½ reaksi oksidasi dan redaksi serta reaksi total untuk ketiga sel diatas 04/24/16

89

4. Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam Zn Br2(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + 2Br-(aq) Eosel = 1,83 V Hitung Eo untuk oksidasi Br-(aq) jika EoZn = -0,76 V 5. Suatu sel volta memiliki Eosel = 1,39 V berdasarkan reaksi: Br2(aq) + 2V3+(aq) + 2H2O(l)  2VO2+(aq) + 4H+(aq) + 2Br-(aq) Berapa potensial elektroda standar reduksi VO2+ menjadi V3+ ?

04/24/16

90



Jenis-Jenis Elektroda Sellogam – ion logam Elektroda

• 

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu 2+ . Elektroda amalgam • Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M 2+ ). Logam – logam aktif seperti Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam. 04/24/16

91

Jenis-Jenis Elektroda Sel 



Elektroda redoks • Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya elektroda Pt | Fe 3+ , Fe 2+ . Elektroda logam – garam tak larut • Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat sedikit larutnya • Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang mengandung ion Cl- dari KCl atau HCl. 04/24/16

92

Jenis-Jenis Elektroda Sel 





Elektroda gas • Yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam kesetimbangan dengan ion – ion dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H 2(g) | H+(aq). Elektroda non logam non gas • Yaitu elektroda yang berisi unsur selain logam dan gas, misalnya elektroda brom (Pt | Br2(l) | Br-(aq)) dan yodium (Pt | I2(s) | I-(aq)). Elektroda membran • Yaitu elektroda yang mengandung membran semi permiabel. 04/24/16

93

Sel Konsentrasi Sel Konsentrasi : sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasi  Pada sel konsentrasi, kedua elektroda dalam sel sama. Perbedaan keduanya terletak pada konsentrasi larutan ion-ionnya. Konsentrasi anoda berbeda dengan konsentrasi katoda  Reaksi keseluruhan adalah perpindahan materi dari konsentrasi (aktivitas) tinggi ke aktivitas lebih rendah RT a1  sel   ln nF a2 

04/24/16

94

Sel Konsentrasi

04/24/16

95

Penentuan pH  Konsentrasi

ion H+ pada larutan aqueous dapat bervariasi mulai 1 mol/L dalam 1 mol/L HCL sampai dengan 10-14 dalam 1 mol/L NaOH. Karena jangkauan nilai yang luas ini, Sorenson (1909) mendefinisikan pH sebagai pH = - log [H+]

 Saat

ini, pH dapat didekati sebagai minus logaritma dari aktifitas ion hidrogen pH = - log aH+ 04/24/16

96

pH dapat diukur dengan menggunakan elektroda hidrogen (sebagai elektroda pengukur) dan elektroda kalomel (sebagai elektroda pembanding).  Kedua elektroda dihubungkan oleh jembatan garam, dengan notasi sel Pt | H2(g) | H+(aH+) Cl- | Hg2Cl2 | Hg. 



Reaksi setengah sel yang terjadi pada kedua elektroda adalah ½ Hg2Cl2 + e- == Hg + Cl Eo = 0,2802 V H+ + e- == ½ H2(g) 04/24/16

 Eo = 0,0000 V 97



Nilai GGL untuk sel diatas adalah :

 sel    sel  

0 sel

0 sel

 oksidasi   0,0591 log  reduksi 

a 

 0,0591 log

H



 PH 2 



P 0 

Jika PH2 = Po Esel = Eosel – 0,0591 log [aH+] = 0,2802 V – 0,0591 log [aH+] Esel - 0,2802 = - 0,0591 log [aH+] Esel - 0,2802 = 0,0591 pH , maka :

E sel  0,2802 pH  0,0591 04/24/16

98

Pengukuran pH biasanya tidak dilakukan dengan elektroda hidrogen, tetapi dengan elektroda kaca, untuk menghindari keterlibatan ion hidrogen dari elektroda (yang dapat mempengaruhi pengukuran)  Elektroda kaca terdiri dari elektroda kalomel atau elektroda Ag – AgCl 

Elektroda kaca dan elektroda kalomel dalam pHmeter 04/24/16

99

Baterei 

Baterei adalah sel elektrokimia yang dapat digunakan sebagai sumber arus searah dengan tegangan konstan.

Akumulator (Aki)

04/24/16

100

Akumulator (Aki)

Lead-acid storage cell 1859 - Gaston Planté (French)

04/24/16

101

Baterei Kering (C-Zn) LeClanché "dry cell"

 

Zn (s) === Zn 2+ (aq) + 2e (anoda) 2MnO2 (s) + 2NH4+ (aq) + 2e === Mn2O3 (s) + 2 NH3(aq) + H2O (katoda) 04/24/16

102

 Baterai

sekali pakai disebut juga dengan baterai primer, sedangkan baterai isi ulang disebut dengan baterai sekunder.  Baterai primer hanya bisa dipakai sekali, karena menggunakan reaksi kimia yang bersifat irreversible .  Baterai sekunder dapat diisi ulang karena reaksinya reversible

04/24/16

103

04/24/16

104

Baterei alkalin

. Edison cell

Reaksi pada Baterei alkalin  Zn (s) + 2OH - (aq) == ZnO (s) + H2O + 2e (anoda) 



MnO2 (s) + H2O + 2e== Mn2O3 (s) + 2OH - (aq) (katoda) 04/24/16

105

Baterei Perak Oksida (untuk jam, kalkulator, dll)

Zn (s) + 2OH - (aq)== ZnO (s) + H2O + 2e (anoda)  Ag2O (s) + H2O + 2e == 2Ag (s) + 2OH - (aq) (katoda) 

04/24/16

106

Korosi

04/24/16



Korosi adalah peristiwa perapuhan logam karena proses elektrokimia.

107

Salah satu cara untuk menghidari korosi besi selain dengan melapisinya juga dapat dengan cara yang disebut Perlindungan Katodik (menyambungkan besi dengan logam lain yang lebih mudah teroksidasi) .  Terlihat paku yang disambung dengan Zn tidak mengalami korosi, sedangkan paku besi yang lain mengalami korosi. 

04/24/16

108

Elektrolisis  Elektrolisis

adalah proses dimana energi listrik digunakan agar reaksi kimia yang tidak spontan dapat terjadi.  Contoh : Elektrolisis NaCl cair. Na+(l) + e == Na(l) (katoda) 2Cl-(l)== Cl2 (g) + 2e (anoda)

04/24/16

109

04/24/16

110

Elektrolisis Larutan NaCl

04/24/16

111

Aplikasi Elektrolisis  Penyepuhan

04/24/16

atau Electroplating

112

Produksi Alumunium

04/24/16

113

Diagram Electrolisis pada refining aluminum

04/24/16

114

Produk si Natriu m

04/24/16

115

Industry chloralkali 

Electrolysis brine untuk produksi skala industri chlorine dan soda caustic (sodium hydroxide).

Skema diagram cell produksi chlorine 04/24/16

116

Fuel cell / Sel Bahan Bakar Prinsip sel bahan bakar pertama kali didemonstrasikan tahun 1839 oleh Sir William Grove (ahli kimia amatir).  Air bisa didecomposisi jadi hydrogen dan oxygen dengan electrolysis; Grove mencoba merecombinasikan kedua gas ini dalam apparatus yang sederhana dan menyebutnya "reverse electrolysis"— yakni menggabungkan kembali H2 dan O2 jadi air — yang menimbulkan beda potensial diantara dua elektroda 

04/24/16

117

Reaksi pada fuel cell Grove : anoda: H2(g) → 2 H+ + 2e– E° = 0 v katoda:

½ O2 + 2H+ + 2e– → H2O(l) E° = +1.23 v

Total :

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) E° = +1.23 v

Tahun 1959 fuel cell hydrogen-oxygen dikembangkan oleh Francis Thomas Bacon (England) Anoda : H2(g) + 2 OH– → 2 H2O + 2 e– E° = 0 v 

katoda : ½ O2 + 2 H2O + 2 e– → 2 OH–E° = +1.23 v Total : H2(g) + ½ O2(g) → H2O E° = +1.23 v 04/24/16

118

Skema fuel cell “hydrogen-oxygen”modern

04/24/16

119

Fuel cell menghasilkan potensial listrik dengan cara “membakar” bahan bakar pada kondisi tertentu



Digolongkan menurut suhu kerja

• Suhu rendah (25 – 100 C) • Suhu sedang (100 – 500 C) • Suhu tinggi (500 – 1000 C) • Suhu sangat tinggi o

o

o

(