Elektrokimia Power Point

KONSEP ELEKTROKIMIA

• Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu

pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang terjadi di dalam sel elektrokimia.

 Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi

didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks) , dengan catatan : proses pelepasan elektron (oksidasi) terjadi pada anoda dan proses penarikan elektron (reduksi) terjadi pada katoda.

 Pada elektrokimia kedua setengah sel (oksidasi dan reduksi) terjadi secara terpisah pada

elektroda-elektroda.

Ada 2 macam sel elektrokimia :

 Sel Volta/sel elektrokimia : reaksi redoks yang terjadi secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik)

 Sel Elektrolisis : Arus listrik yang dialirkan kedalamnya menimbulkan reaksi redoks /kimia

 Elektrolisis

 Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation) bermigrasi ke elektroda negatip dan ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip

 Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan sebagai larutan.

 Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus

pula diperhatikan. Misal ; pengendapan logam pada

katoda , maka potensial elektron dan atau konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan.

 Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/ lamban. Contoh elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi dan sering ambil bagian dalam

proses anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit dan platina) praktis tidak bereaksi kecuali pada

proses-proses tertentu.

 Elektrolisis leburan elektrolit :

elektrolisis ini penting dalam pembuatan logam-logam aktif seperti natrium, magnesium dan alumunium.

Elektrolisis MgCl₂ cair

Anoda (oksidasi) : 2 Cl --- Cl₂ + 2e Katoda (reduksi) : Mg 2+ _{+ 2 e --- Mg}

Reaksi sel : MgCl₂ --- Mg + Cl₂

Elektrolisis larutan elektrolit :

 elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan

elektrolit , karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksidasi

 (pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh elektrolisis dalam air.

Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban : oksidasi : 2 Cl  --- Cl₂ + 2e

 Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada : - keadaan dan jenis elektrolit

- jenis elektroda

- beda potensial antara kedua elektroda - suhu

 Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag) mudah direduksi dalam katoda.

Menurut Faraday :

massa zat yang dihasilkan/berekasi dalam elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang lewat dalam larutan , berbanding lurus dengan berat atom/molekul zat terlarut dan berbanding terbalik

dengan jumlah elektron per mol yang diperlukan untuk menimbulkan perubahan bilangan oksidasi yang terjadi.  Jumlah muatan listrik yang lewat :

Q = i t Coulomb ;

Jika A = berat atom/molekul dan n = jumlah elektron yang diperlukan per mol zat yang bereaksi/dihasilkan maka : W = A I t / nF

W = jumlah masa zat (dalam gram) yang bereaksi/dihasilkan

1/F = tetapan perbandingan Ini dikenal dengan Hukum Faraday

Reduksi ion Ag+ _{menjadi Ag:}

 Pada reduksi ion Ag+ : Ag+ + e --- Ag ditemukan bahwa bila muatan listrik 1Coulomb

(1 ampere yang mengalir selama 1 detik) maka perak yang mengendap sebanyak perak (Ag). Berapa tetapan faraday?

W = 1,118 mg = 1,118 .10 -3 _{g. A = Ar}

Ag = 107,868 sehingga menurut persamaan diatas :

W = AI t / nF --- = 107,868 x1 x1 / 1 F F = 96483 C = 96500 C = tetapan Faraday

 Dapat diturunkan bahwa 96500 Coulomb adalah jumlah muatan listrik yang diperlukan untuk menghasilkan A/n mol zat yang sering disebut satu ekivalen.

Jika tetapan Faraday dibagi jumlah muatan listrik

elektron ( 1,6022 .10 -19) maka akan diperoleh : 96500 / 1,6022 10 -19 = 6,02 .10 23 = tetapan Avogadro.

 Satu Faraday menyatakan jumlah muatan listrik (dalam Coulomb) dari satu mol elektron

Penggunaan elektrolisis : Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium, magnesium,

alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas

hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik

digunakan pada proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin.

 Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.

Soal

: Jika suatu larutan kalium yodida

dielektrolisis , akan dihasilkan I

₂

pada anoda

dan H

₂

pada katoda. Berapa gram dari

masing-masing zat ini terbentuk , jika arus listrik 5,20

ampere mengalir selama 46 menit dalam

larutan.

Jawab

: Anoda : 2 I

-

--- I

₂

+ 2 e

Katoda : 2 H

₂

O + 2 e --- H

₂

+ 2 OH

-

W = A I t / nF

W I

₂

= (2x 126,9) x 5,20 x (46 x60) / 2 x 96500 =

18,9 g

W H

₂

= ( 2 x 1) x 5,20 x (40 x60)/ 2 x 96500 =

0,15 g

Sel Volta

 Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda secara spontan.

 Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam

larutan seng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembaga sukfat (lihat gambar 1).



Logam seng mempunyai kecenderungan untuk

melarut membentuk ion seng, Zn

2+,

_tetapi

seba-liknya ion seng dalam larutan mempunyai

kecen-derungan untuk mengendap sebagai atom Zn.

Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang

dapat dinyatakan sebagai ;

Zn ====== Zn

2+

+ 2 e



Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari

pada kecenderungan Zn

2+

untuk mengendap,

maka kesetimbangan agak ke kanan, sehingga

pada logam Zn akan kelebihan electron, yang

memberikan muatan negative pada logam. Ion-ion

seng dalam larutan akan terorientasi dengan

muatan negative pada logam dan terbentuk

lapisan rangkap listrik (gambar a).



Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda.

Disini kecenderungan Cu

2+

untuk

mengendap(sebagai Cu) lebih besar dari pada

kecenderunganCu untuk melarut sehingga

kedudukan kesetimbangan :

Cu ======= Cu

2+

+ 2 e

Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini

lebih positif terhadap larutan (gambar b).

Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel

Volta (gambar 2) , kelebihan electron pada

elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu

dimana terdapat kekurangan electron.

 Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut

menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu

 Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi

bertidak sebagai elektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi.

Zn --- Zn 2+ + 2 e  Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak

senagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ + 2 e --- Cu  Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel : Anoda (oksidasi) Zn --- Zn 2+ _{+ 2 e}

Katoda (reduksi) Cu 2+ _{+ 2 e --- Cu}

________________________________________ Zn + Cu 2+ _{--- Zn} 2+ _{+ Cu}

 Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik.

 Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada

pembuatan sel ini adalah sebuah pipa U yang berisi elektrolit ( KCl atau KNO3) dan agar-agar padat Yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalam sel Volta.

Cara penulisan sel Volta

Zn / Zn2+ // Cu 2+ / Cu Anoda katoda

Penjelasan:

/ : perbatasan antara 2 fase yang berbeda missal fase padat dan fase cair

// : menunjukkan penggunaan * Jembatan garam* atau dinding berpori pembatas kedua larutan

dengan tanda /

Hubungan potensial sel dan potensial elektroda ; menurut perjanjian sbb : E sel = E katoda - E anoda

= E + _{- E} –

Jika ditulis Cu / Cu2+ // Zn2+ / Zn reaksi ini tidak spontan (tidak terjadi dengan sendirinya) dan potensial yang ditunjukkan adalah negative, reaksi ini terjadi jika dialiri arus listrik dari luar , sehingga sel ini berfungsi sebagai sel elektrolisis.

Elektroda Pembanding

 Potensial elektroda ( beda potensial listrik yang terdapat antara suatu elektroda dan larutan) tidak bisa diukur

secara langsung. Yang bisa diukur adalah beda potensial antara dua buah elektroda (potensial sel). Dalam hal ini dipakai elektroda pembanding , sebagai elektroda pembanding digunakan elektroda hydrogen standar. Keadaan standar ( E o ) : temperature 25 o _C tekanan 1 atm , konsentrasi larutan 1 M dari ion sejenis

elektroda

 Pada keadaan standar hidrogen berupa gas dan potensial elektrodanya ( E o) sama dengan 0 volt..

 Elektrode hidrogen standar dibuat dari gas H2 yang ditangkap oleh logam Pt yang berlapis serbuk platina yang dihitamkan dan permukaannya tidak rata supaya gas H₂ tidak langsung menguap, kemudian dimasukkan kedalam larutan HCl yang konsentrasinya 1 M. Dan gas H₂ yang dialirkan dijaga agar tekanannya 1 atm.



Daftar potensial elektroda:

Daftar ini digunakan untuk meramalkan

apakah suatu zat lebih mudah dioksidasi

atau direduksi. Makin besar potensial

reduksinya makin mudah zat tersebut

mengalami reduksi, begitu juga makin

besar potensial oksidasinya makin mudah

zat tersebut mengalami oksidasi.