3, 4 & 5. Elektrokimia Lengkap.ppt

 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.

ELEKTROKIMI

A



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

 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.

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

Tipe elektroda secara umum :

1. Arua listrik yang membawa ion akan

dibebaskan pada elektroda.

2. Ion (-) yang sulit untuk dibebaskan pada

anoda menyebabkan penguraian H

₂

O dan

pembentukan O

₂

, H

+

dan elektron.

3. Ion (+) yang sulit untuk dibebaskan pada

katoda menyebabkan penguraian H

₂

O dan

pembentukan H

₂

, OH

-

dan absorbsi elektron.

 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.

 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

 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.

 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

DASAR TEORI

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

2 0 2 1

4

r

Q

Q

F







Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial listrik

 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)

R

V

I



Coulomb (jumlah listrik ) : jumlah listrik yang diangkut oleh listrik 1 Ampere selama 1detik

1 C = 1A. 1s

dimana :

Q = jumlah listrik (Coulomb) I = kuat arus (A)

t = waktu (detik)

1 mol elektron = 1 Faraday = 96.500 Coulomb

Q = I . t

DASAR TEORI

 Tahanan (R) : rintangan yang terdapat

dalam sistem terhadap arus listrik

Dari hukum Ohm : E dalam volt

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)

I

E

R



R

L



1

 KONDUKTIVITAS ( Hantaran jenis) (Ћ) : atau  dimana :

•

l /A = K = konstanta sel (m-1)

•

A = daerah elektroda (m2)

•

l = jarak antar elektroda (m)

•

Ћ = hantaran jenis (konduktivitas) (mho. m-1)





A

L



A

L







.





L

.



DASAR TEORI

 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.

 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 = konsentrasi elektrolit ( mol/dm3)

ħ = konduktivitas (mho m-1)

Λ = konduktansi spesifik (mho m2 mol-1)

c







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, 10

3 μmho) = 1,565.105 μmho/m

Λ = ħ /c =

1,565.105. 10-6 mho/m

= 0,021 mho.m

2 0,0075x1000mol/m3 mol

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 = 46,8 m-1

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

Maka konduktansi spesifik NaCl adalah :

Λ = ħ /c = 0,557 mho m-1 = 0,011 mho m2 /mol

0,05 mol/dm3

KONDUKTANSI EKUIVALEN

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

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

ion

muatan

al

Jumlah tot

molekul

Berat

ekivalen

Gram



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

Catatan :

Istilah gram ekivalen pada elektrolit

dengan gram ekivalen pada reaksi redoks

 Konduktansi ekivalen lebih berarti dibanding

konduktansi, karena pada konduktansi ekiv. semua perhitungan didasarkan pada satuan konsentrasi  Konduktansi ekivalen : c = konsentrasi ekiv / m3 atau c =mol / m3

c

K

.

1000





c

K





100 200 30 0 Λ 0,5 1,0 Mho ekiv-1_cm2 NaOH KCl CH₃COOH

 Kurva Λ sebagai fungsi untuk berbagai larutan pada 25o 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

c

Kurva Λ sebagai

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

dimana

HUKUM MIGRASI BEBAS KOHLRAUSCH

HUKUM MIGRASI BEBAS KOHLRAUSCH

Hubungan Λ dan konsentrasi, dikemukakan oleh KOHLRAUSCH :





_





o



_o



_o

ekiv.anion i konduktans n ekiv.katio i konduktans     o o   Λ= Λo – B C1/2

 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

Jawab

:

Konduktansi ekiv.NH₄OH pada 298oK adalah :

Λ_{o =} λo (NH₄₊ ) + λo (OH-)

maka

Λo(NH4OH) = λo(NH4+)+ λo(Cl-) + λo(Na+) + λo(OH-) -

λo (Na+) - λo (Cl-)

= Λ_o(NH₄Cl) + Λ_o(NaOH) - Λ_o(NaCl)

= (149,7+ 247,8 - 126,45 ) x 10-4

= 271,05 x 10-4 mho ekiv-1 m2

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 :

Bil.transport pada pengenceran tak hingga, c~ o disimbolkan dengan :

t + + t - = 1





_t

 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}

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 :

dimana : x = jarak (m) t = waktu (detik)

dε/dx = kekuatan medan (volt/m)

dx d

t

x

U

_

.



 Konduktansi juga dipengaruhi oleh mobilitas ionik  Satuan Mobilitas Ionik : m2 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 :

 Jika u+ dan u- adalah mobilitas kation dan anion :

z+c+= z-c-, maka

Pada konsentrasi tertentu :

λ+= z+u+F atau λ- = z-u-F atau : u F z u       





Λ = (z+c+u++ z-c-u-) F Λ = (u+ + u-) F = λ++ λ

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

dan

Atau dan

Sehigga t+ + t- = 1

Untuk pengenceran tak hingga : dan    





u

u

u

t

_{ }  





u

u

u

t









_  _  









t









_  _  









t

o o

t





 



o o o

t





 



CONTOH SOAL

2. Hitunglah mobilitas ionis dari ion K+ dan OH- pada

pengenceran tak hingga, jika λo(K+) = 73,50. 10 -4mho m2 mol- dan λ_o(OH-) = 197,6 . 10-4 mho m2

mol

-Jawab :

Mobilitas ionik : untuk kation K+









det

.

/

62

,

7

/

96500

.

.

.

1

mol

m

mho

.10

73,50

.

2 -2 -4

volt

m

u

ekiv

coulomb

mol

ekiv

F

z

u

K o K







    



Mobilitas ionik : untuk anion OH

-KONDUKTANSI IONIK

Konduktansi spesifik setiap ion pada pengenceran tak hingga :

dimana v+ & v- = jumlah ion yang berasosiasi o o o o o o t t           . . . .    









det

.

/

05

,

2

/

96500

.

.

.

1

mol

m

mho

.10

197,6

.

2 -2 -4

volt

m

u

ekiv

coulomb

mol

ekiv

F

z

u

OH o OH







    



o o o o o o

t

t









     

.

.

.

.









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+ :

λ

_H+

= t

_H+

. Λ

_HCl

= (0,829). (399.

10-4mho m2 mol – ) = 330,80. 10-4mho m2 mol - Untuk Cl

-λ

_Cl-

= (1– 0,829) .(399.

10-4mho m2 mol – )

 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

Terminologi

Redoks

 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

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

Sel

Fenomena ini berlangsung secara spontan. Reaksi yang terjadi adalah sbb :

 ANODA (kutub - ) : Zn_(s ---» Zn_2+(aq) + 2e

(oksidasi)

 KATODA (kutub +) : Cu_2+(aq) + 2e ---» Cu _(s)

(reduksi)

 Reaksi total : Zn_(s)+ Cu_2+(aq)---» Zn_2+(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

 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 :

 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

 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

 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

Konstruksi dan Operasi Sel

Volta

Elektron mengalir melalui sirkuit luar dari anoda (Zn) menuju elektroda Cu (katoda

 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

Sel Volta dengan Elektroda

Inaktif

Grafit|I₂(s)|I-(aq) H║ +(aq), MnO

4-(aq), Mn2+

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

 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)

 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

suis

Larutan zink

sulfat _Larutan

kuprum (II) sulfat

Contoh: Proses elektrokimia dalam Sel Daniell

Membran berpori

Logam zink

Gambar : Sel Daniell menggunakan membran berpori

Logam kuprum

G

Zink sulfat _kuprum(II) sulfat

Jembatan garam

Logam kuprum

Gambar : Sel Daniell menggunakan jembatan garam Gambar 2:

G

Potensial Elektroda Standar (E

Potensial Elektroda Standar (Eoo 1/2

1/2))

 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 E_{o1/2 sel}  Potensial elektroda standar seperti halnya besaran

termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

Eo



E

_osel

 daya gerak listrik (DGL) standar



Ditentukan dengan asumsi aktifitas = 1



Nilai E

_osel

ditentukan dari besarnya

potensial elektroda (reduksi) standar  E

o 

Sebagai standar  E

o

Hidrogen

•

Bila Eo > Eo _H2  reduksi

•

Bila Eo < Eo _H2  oksidasi 

Atau :

E

o

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) E_orujukan = 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 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

 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

Elektroda Hidrogen Standar

 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

 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).

Penentuan GGL Standar Sel (E

Penentuan GGL Standar Sel (E

oo sel

sel

)

)

Nilai E

_osel

ditentukan dengan rumus

E

_osel

= E

_oreduksi

– E

_ooksidasi

E

_ored

adalah nilai potensial elektroda standar

pada elektroda yang mengalami reduksi

E

_ooks

adalah nilai potensial elektroda standar

dari elektroda yang mengalami oksidasi.

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 H

2(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 = Eo

Dari tabel data Eo standard, ½ reaksi :

O₂ + 4H+ + 4e 2H₂O; Eo = 1.229 V

MnO_4- + 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 : 4MnO_4- + 32H+ + 20e 4Mn2++ 16H₂O

Reaksi total : 4MnO_4- + 12H+ 4Mn2++ 6H₂O + 5O₂

Eo =

E

ored

– E

ooks

=

1.52 - 1.229 = 0.291 V

Jika kita menggabungkan dua ½ reaksi tadi sebaliknya :

"Anoda“ : 4MnO4- + 32H+ + 20e 4Mn2++ 16H2O

"Katoda“ : 5O2 + 20H+ + 20e 10H2O

Reaksi Total :

4Mn2+ + 6H₂O + 5O₂ 4MnO_4- + 12H+

Eo =

E

ored

– E

ooks

=

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.

Penentuan GGL Sel (E

Penentuan GGL Sel (E

_selsel

) dan

) dan

Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG)

Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG)

 Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi)

dan elektroda kiri (oksidasi) ditentukan dengan perhitungan GGL sel (Esel).

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

sel

nFE

G







o sel o

_nFE

G







 Menurut kesetimbangan kimia,

 Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka

 Jika nilai μ_i disubstitusi ke persamaan ΔG, maka

Atau : Q RT G G   o  ln  i o i i    RT ln a  i i i o sel sel nFE RT a nFE       ln

K

nF

RT

E

E

_sel



_selo



ln

Persamaan Nernst

 K adalah tetapan kesetimbangan yang

nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi teroksidasi terhadap spesi tereduksi.

 Pada kesetimbangan, nilai E_sel = 0 sehingga



Maka nilai K pada kesetimbangan dapat

ditentukan :

] [ ] [ reduksi oksidasi a a K 

K

nF

RT

E

_selo



ln

RT nFE_selo

e

K



Contoh Soal 1:

Hitung Eo

sel 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+ Eo sel= 0,7412 V

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

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.

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

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?

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



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.

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 :

 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) =

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)

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

4. Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam Zn

Br₂(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + 2Br-(aq) Eo

sel = 1,83 V

Hitung Eo untuk oksidasi Br-(aq) jika Eo

Zn = -0,76 V

5. Suatu sel volta memiliki Eo

sel = 1,39 V berdasarkan

reaksi:

Br₂(aq) + 2V3+(aq) + 2H

2O(l)  2VO2+(aq) + 4H+(aq)

+ 2Br-(aq)

Berapa potensial elektroda standar reduksi VO2+

Jenis-Jenis Elektroda

Jenis-Jenis Elektroda

Sel

Sel

 Elektroda logam – ion logam

•

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.

 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.

 Elektroda gas

•

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam kesetimbangan dengan ion – ion

dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H2(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.

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 2 1 ln a a nF RT sel   

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



Saat ini, pH dapat didekati sebagai minus

logaritma dari aktifitas ion hidrogen

pH = - log [H+]

 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

_{Nilai GGL untuk sel diatas adalah :}







reduksi



oksidasi sel sel 0,0591log 0 _   

 

         0 0 2 log 0591 , 0 P P a H H sel sel Jika P_H2 = Po E_sel = Eo sel – 0,0591 log [aH+] = 0,2802 V – 0,0591 log [a_H+] E_sel - 0,2802 = - 0,0591 log [a_H+] E_sel - 0,2802 = 0,0591 pH , maka :

0591

,

0

2802

,

0





E

sel

pH

 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

Baterei

 Baterei adalah sel elektrokimia yang dapat

digunakan sebagai sumber arus searah dengan tegangan konstan.

Lead-acid storage cell

1859 -

Gaston Planté

(French)

Baterei Kering (C-Zn)

 Zn (s) === Zn 2+ (aq) + 2e (anoda)

 2MnO₂ (s) + 2NH₄₊ (aq) + 2e === Mn₂O₃ (s) + 2 NH₃(aq) +

H O (katoda)



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

Baterei

alkalin

 Reaksi pada Baterei alkalin

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

 MnO₂ (s) + H₂O + 2e== Mn₂O₃ (s) + 2OH - (aq)

(katoda)

Baterei Perak Oksida

(untuk jam, kalkulator, dll)

 Zn (s) + 2OH - (aq)== ZnO (s) + H2O + 2e

(anoda)

 Ag₂O (s) + H₂O + 2e == 2Ag (s) + 2OH - (aq)

Korosi

 Korosi adalah peristiwa perapuhan logam karena proses elektrokimia.

 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.

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)== Cl

2 (g) + 2e

Elektrolisis Larutan

NaCl

Aplikasi Elektrolisis

Produksi

Diagram Electrolisis

pada

Produk

si

Natriu

m

Industry chloralkali

 Electrolysis brine untuk

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

 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

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

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

 Digolongkan menurut suhu

kerja

•

Suhu rendah (25 – 100oC)

•

Suhu sedang (100 – 500oC)

•

Suhu tinggi (500 – 1000oC)

•

Suhu sangat tinggi (<1000oC)

 Kelebihan sel bahan bakar :

•

Pada suhu tinggi tidak memerlukan katalis kuat

•

Dapat digunakan untk pesawat ruang angkasa

•

Air yang dihasilkan dapat dikonsumsi

•

Efisiensi ≈ 75% Portable fuel cell dikembangkan NASA

Stoikiometri pada

Elektrolisis

1 mol elektron = 1 Faraday = 96.500 Coulomb 1 C = 1A. 1s

( Q = I x t )

Langkah-langkah untuk menentukan jumlah zat yang direduksi atau dioksidasi dalam elektrolisis :

Arus(A) dan Waktu ( detik) Muatan (Coulomb) Jumlah mol elektron Jumlah mol zat yang

tereduksi atau teroksidasi gram zat yang tereduksi atau teroksidasi

Thank you for

your attention