bab 07 kimia dasar - elektrokimia
DESCRIPTION
ElektrokimiaTRANSCRIPT
Elektrokimia
21 Nopember 2012
Pengantar
• ELEKTROKIMIA– Studi tentang interkonversi antara listrik dan energi
kimia
• Konversi ini mengambil tempat dalam sel elektrokimia yang bisa berbentuk– Sel volta (Voltaic Cell)– Sel elektrolit (Electrolytic Cell)– Sel bahan bakar (Fuel Cell)
Prinsip Elektrokimia pada Voltaic Cell
• Reaksi redoks dapat menjadi sumber energi dalam sel volta
• Elektron yang dihasilkan oleh anoda dipindahkan ke katoda yang mengkonsumsi elektron
• Untuk melakukan ini, elektron bergerak melalui rangkaian luar, yang melakukan kerja listrik
PerakTembaga
Setengah reaksi reduksi sebelahKanan (kation katoda):
Ag+(aq) + 2e- → Ag(s)
Secara skematis dapat ditulis:
Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag
Sel Elektrokimia
Sel Galvani dan Sel Elektrolisis
Sel galvani TEMBAGA-PERAK:
Setengah-reaksi oksidasi di gelas piala sebelah kiri (anion anoda):
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Sel Voltaic Zn-Co3+
VOLTASE (tegangan, voltage):Ukuran dari spontanitas reaksi
Tergantung pada dua hal:1. Sifat dari setengah-reaksi
yang terjadi pada elektroda2. Konsentrasi dari bahan-
bahan yang terlibat
Pengukuran voltase pada konsentrasi standar 1. menghitung perubahan
energi bebas standar2. Konstanta kesetimbangan
reaksinya
Jembatan Garam (Salt Bridge)
• Pergerakan ion-ion itu melalui jembatan garam yang menghubungkan dua gelas
• Jembatan garam:– bentuknya gelas tabung-U– Disumbat masing-masing ujungnya dengan benang halus
dari kaca– Diisi dengan larutan garam yang tidak menjadi bagian
dalam reaksi elektroda– Biasanya: KNO3 (pottasium nitrat)
• Ion K+ berpindah dari jembatan garam ke setengah-sel katoda• Ion NO3
- berpindah ke setengah-sel anoda
Reaksi pada Elektroda Bukan Logam
• Reaksinya:
Zn(s) + 2Co3+(aq) Zn2+(aq) + 2Co2+(aq) • Karena tidak ada logam pada
setengah-sel katoda, digunakan elektroda inert yang dapat menghantarkan listrik
• Yang sering digunakan adalah platinum (Pt)• Pada katoda, ion Co3+ diperoleh dari larutan Co(NO3)3
• Reaksinya: anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e (oksidasi)
katoda: Co3+(aq) + e Co2+(aq) (reduksi)• Notasi selnya: Zn(s)|Zn2+|| Co3+, Co2+|Pt
Sel Voltaic Cl2-Br2
Notasi selnya: Pt|Br2, Br-|| Cl-, Cl2|Pt
Penyelesaian:
Sebagai katoda Ag dan anoda Cu sehinggaE0sel = E0 Ag+/Ag – E0 Cu2+/CuE0sel = 0,80 V – 0,34 V = 0,46 V
Potensial yang terbaca juga 0,46 V. Jadi sel dalam kondisistandar
Contoh
• Suatu sel tembaga-perak dengan potensial terbaca 0,46 volt. Diketahui E0sel Ag+/Ag = 0,80 V dan E0sel Cu2+/Cu = 0,34 V. Tunjukkanlah bahwa sel dalam keadaan standar
Disebut juga tegangan sel
Dapat diukur dengan alat voltmeter
Sel galvani (sel volta): • Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan• Reaksi kimia menghasilkan energi listrik
Sel elektrolisis: • Sebuah sel dimana potensial luar yang berlawanan
menyebabkan reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara tak spontan
• Energi listrik menyebabkan reaksi kimia terjadi
-
Selisih Potensial Listrik (E)
Penurunan
BilanganOksidasi
Menerima Elektron
Menerima Hidrogen
Kenaikan
BilanganOksidasi
Kehilangan Elektron
Kehilangan Hidrogen
OKSIDASI REDUKSI
Menerima Oksigen
Kehilangan Oksigen
O
H
e-
Konsep Redoks
Tegangan SETENGAH-SEL
• Untuk setengah-sel Zn2+|Zn dan Cu2+|Cu, setiap setengah-sel ditulis sebagai sebuah reduksi:
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) E° = - 0,76 V
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) E° = +0,34 V• Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif
(lebih besar) berlangsung sebagai reaksi reduksi dan terjadi di katoda.
• Potensial reduksi yang kurang positif (lebih kecil) berlangsung sebagai reaksi oksidasi di anoda.
∆E° = E°(katoda) - E°(anoda)
Spontanitas Redoks
• PRINSIP–Jika voltase (E) yang dihitung untuk
sebuah reaksi redoks jumlahnya POSITIF, maka reaksinya akan SPONTAN
–Sebaliknya, jika bernilai NEGATIF, maka reaksinya TIDAK AKAN SPONTAN
Contoh
Gunakan tegangan standar yang ada di Table 18.1, putuskan apakah pada konsentrasi standar
a) Reaksi2Fe3+(aq) + 2I- (aq) 2Fe2+(aq) + I2(s)
b) Fe(s) akan dioksidasi ke Fe2+ oleh perlakuan dengan asam hidrokhlorik
c) Sebuah reaksi redoks akan terjadi saat jenis yang mengikutinya dicampur dalam larutan asam: Cl-, Fe2+, Cr2+, I2
Jawaban (1)
a) Uraikan reaksinya kedalam dua setengah-reaksi
2Fe3+(aq) + 2e 2Fe2+(aq) Eored = +0.769 V
2I-(aq) I2(s) + 2e Eooks = -0.534 V
2Fe3+(aq)+2I-(aq) 2Fe2+(aq)+I2(s) Eored = +0.235 V
karena Eo positif, maka reaksinya spontan pada konsentrasi standar
Jawaban (2)
b) Setengah-reaksi oksidasi:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e Eooks = +0.409 V
Asam hidrokhlorik mengandung ion H+ dan Cl-. Dari dua ion ini, hanya H+ yang tertera di kolom kiri dari Table 18.1; ion Cl- tidak dapat direduksi. Setengah-reaksi reduksi:
2H+(aq) + 2e H2(g) Eored = 0.000 V
Tegangan yang dihitung positif:
Eo = +0.409 V + 0.000 V = +0.409 V
Reaksi redoks berikut, diperoleh dari menjumlahkan setengah-reaksinya:
Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)
seharusnya dan dapat terjadi
Jawaban (3)
c) Cara yang paling singkat untuk menyelesaikan soal ini adalah memulai dengan mendaftar semua setengah-reaksi yang mungkin dari jenis-jenis ini sebagaimana ada di Table 18.1. Lalu lihatlah jika dijumlahkan Eo
red dan Eooks memberikan nilai Eo positif
Kombinasi yang memberikan Eo positif adalah reaksi iodina dengan khrom(II):
Kerja listrik wlistrik = - Q Ewlistrik = - It E
Tanda negatif muncul karena
konvensi termodinamika
Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energibebas (∆G), dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, sertakerja listrik maksimum yang mampu dihasilkan dari reaksi
- wlistrik.maks = |∆G| (pada T dan P konstan)
Jika sel difungsikan takreversibel (arus yang besar dimungkinkan untuk mengalir)
∆G = Wlistrik.rev
Jika sel difungsikan reversibel
∆G = Wlistrik = - QE = - nFE (reversibel)
POTENSIAL SEL, ENERGIBEBAS, DAN KESETIMBANGAN
Hubungan Eo, K dan Go
Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode1,5 jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaiandan kerja listrik yang dilakukan oleh aki
PenyelesaianMuatan total adalah
Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C
Kerja listrik adalahwelek = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 104
J
Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh aki adalahnegatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.
Contoh
Energi bebas standar (∆G°), ∆G° = - n F E°
Tekanan 1 atm dan suhu tertentuApabila larutan ideal, konsentrasi zat terlarutnya adalah 1 M
Keadaan Standar
Contoh
• Sebuah setengah-sel Zn2+|Zn dihubungkan dengan sebuah setengah-sel. Cu2+|Cu untuk membuat sel galvani, dimana [Zn2+] = [Cu2+] = 1.00 M. Tegangan sel pada 25°C diukur sama dengan E° = 1.10 V, dan Cu diamati melapisi selama berlangsungnya reaksi. Hitung ∆G° untuk reaksi kimia yang berlangsung dalam sel, untuk 1.00 mol seng terlarut.
Jawaban
• Reaksinya adalah
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)• Karena Cu adalah produk. Untuk reaksi yang
tertulis, di mana 1 mol Zn(s) dan 1 mol Cu2+(aq) bereaksi, 2 mol elektron melewati rangkaian luar, sehingga n =2. Oleh karena itu,
∆G° = - n F E° = - (2.00 mol)(96.485 C/mol)(1.10 V)= - 2.12 x 105 J = - 212 kJ
PERSAMAAN NERNST
)25 (pada ln0257.0
ln
oCQn
VEE
QnF
RTEE
o
o
Q = reaction quotient
Contoh
• Perhatikan sebuah sel voltaic dalam mana terjadi reaksi berikut:
O2(g, 0.98 atm) + 4H+(aq, pH = 1.24) + 4Br-(aq, 0.15 M) 2H2O + 2Br2(l)
a) Hitung E untuk sel tersebut pada 25oC
b) Saat sel voltaic pada 35oC, E dihitung pada 0.039 V. Berapa Eo pada 35oC?
Jawaban (1)
Jawaban (2)
Contoh
• Sebuah sel volta pada suhu 25oC memiliki reaksi:
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
• Tegangannya adalah sebesar 0.560V pada [Zn2+] = 0.85 M dan tekanan parsial H2 adalah sebesar 0.988 atm. Eo Zn‖ Zn2+ = +0.762V dan Eo H+‖H2 = 0.000V. Berapa pH pada sel setengah H2-H tersebut?
Jawaban
E = 0.560VEo = Eo Znǀ Zn2+ + Eo H+ǀH2 = +0.762V + 0.000V = +0.762V
Reaksi-setengah redoks:Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
2H+(aq) + 2e- H2(g)
Jadi n = 2
22
2
][
)988.0)(85.0(
][
][2
HH
pZnQ H
)ln0257.0
CQn
VEE o o25 (pada
Jawaban
45.3
5.3][
7.6][
84.0
7.150257.0
2506.0762.0
][
84.0ln
][
)988.0)(85.0(ln
2
0257.0762.0506.0
ln0257.0
2
2
2
pH
H
H
VVV
H
H
VVV
Qn
VEE o
4-
6
10 x
10 x
pH Meter
Sel Elektrolit
• Sel elektrolit: reaksi redoks tak-spontan yang dibuat untuk terjadi dengan memompa energi listrik kedalam sistem
ACCUSel Leclanche (sel kering seng-karbon)
Elektroda positif
Katoda grafit
Selubung kertas
Anoda seng
Bubuk basah ZnCl2 dan NH2Cl
MnO2 + grafit
Elektroda negatif
SEL ACCU
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Katoda : 2 MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2NH4+(aq) → Zn2+ + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Dalam sel kering alkalin, NH4Cl diganti dengan KOH
Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-
Katoda : 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)
Reaksi
Berbentuk kancing (pipih) kecil
Anoda : Campuran merkuri dan sengKatoda : Baja yang kontak dengan HgO(s)Elektrolit : KOH 45%
Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-
Katoda : HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq)
Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Hg(l)
Sel Seng-Merkuri Oksida
Anoda : Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-
Katoda : 2 NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e- → 2NiO(OH)(s) + 2OH-(aq)
Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)(s)
Aki yang Dapat Diisi Ulang (Rechargeable)
• Aki sekunder• Diisi ulang dengan cara memberikan potensial luar
yang berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel
• Sel nikel-kadmium (baterai nicad; baterai isi ulang)
Anoda : Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e-
Katoda : PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H3O+ + 2e- → PbSO4(s) + 6H2O(l )
Pb(s) + PbO2(s) + 2SO42-(aq) + 4H3O+ → 2PbSO4(s) + 6H2O(l)
Aki Penyimpan Timbal-asam (Digunakan dalam Mobil)
• Aki mobil terdiri dari beberapa sel• Setiap sel terdiri dari pelat positif dan pelat negatif• Sel ini dibuat dari pelat logam timbel berpori, dengan
maksud mempermudah reaksi kimia pada permukaan berpori tersebut
• Bahan aktif dari pelat positif adalah timbel dioksida (PbO2) berwarna coklat dan untuk pelat negatif adalah timbel (Pb) berwarna abu – abu.
Sel Bahan Bakar (Fuel Cell)
• Aki: bila bahan kimia habis, aki harus diisi ulang atau dibuang• Sel bahan bakar : Dirancang untuk operasi kontinu, dengan
reaktan yang disuplai dan produk diambil secara kontinu• Prosesnya merupakan kebalikan dari elektrolisis.
– Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk menguraikan air menjadi hidogen dan oksigen.
• Dengan membalik proses ini, hidrogen dan oksigen direaksikan dalam fuel cell untuk memproduksi air dan arus listrik
Sel Bahan Bakar
• Contoh sel bahan bakar: sel bahan bakar hidrogen-oksigen, yang digunakan pada misi ruang angkasa Amerika
• Anoda (karbon berpori, berisi nikel) :
H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) + 2e-
• Katoda (karbon berpori berisi nikel:
½O2(g) + H2O(l) + 2e- → 2OH-
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Kendala Sel Bahan Bakar
1. Apabila digunakan bahan bakar hidrogen, maka dibutuhkan tanki pengaman yang berdinding tebal dan memiliki katup pengaman. Selain itu diperlukan kompresor untuk memasukannya kedalam tanki.
2. Apabila yang dibawa adalah hidrogen cair, maka akan timbul kesulitan karena harus dipertahankan pada temperatur -253,15oC pada tekanan 105Pa.
3. Apabila digunakan metanol sebagai pengganti hidrogen, maka dibutuhkan reformer. Tetapi efisiensi menjadi menurun.
4. Suhu yang cukup tinggi saat pengoperasian antara 60o-120oC
Jenis Sel Bahan Bakar
• Jenis fuel cell ditentukan oleh material yang digunakan sebagai elektrolit yang mampu menghantar proton.
• Pada saat ini ada 6 jenis fuel cell yaitu:1. Alkaline Fuel Cell (AFC)
2. Proton exchange membrane, juga disebut Proton Electrolyte Membrane (PEM)
3. Phosphoric Acid (PAFC)
4. Molten carbonate (MCFC)
5. Solid oxide (SOFC)
6. Direct methanol fuel cells (DMFC)
7. Regenerative fuel cells
Perbandingan Jenis FC
Reaksi pada Jenis FC
AFC
PEM
PAFC
MCFC
SOFC
DMFC
Regenerative FC
Film H2OAnoda
O2
Katoda
H3O+
e-e-Fe2+
Lapisancat
Reaksi anodaFe → Fe2+ + 2e-
Reaksi katoda
½O2 + 2H3O+ + 2e- → 3H2O
Besi
Reaksi kedua: (6+x)H2O(l) + 2Fe2+(ag) + ½O2(g) → Fe2O3.xH2O(s) + 4H3O+(aq)
Reaksi total: 2Fe(s) + 3/2O2(g) + x H2O(l) → Fe2O3. x H2O(l)
Korosi
KOROSI DAN PENCEGAHANNYA
Korosi
• Beberapa daerah logam berperan sebagai anoda dan daerah lain sebagai katoda
• Anoda: Besi berubah menjadi ion ferro (Fe2+)– Permukaan logam menjadi berlubang (kehilangan logam karena
oksidasi besi dan aliran ion logam ke katoda)
• Katoda : Ion ferro – yang terbentuk secara simultan pada anoda kemudian bermigrasi ke
katoda, dan selanjutnya dioksidasi oleh O2 membentuk karat (Fe2O3.xH2O)
• Pencegahan korosi– Pelapisan logam dengan cat atau plastik– Pasivasi (pembentukkan lapisan tipis logam oksida di permukaan
logam)
C)25 (pada
:NernstPersamaan 3.
C)25 (pada
:StandarTegangan 1.
o
o
Qn
VEQ
nF
RTEE
Kn
V
nF
KRT
nF
GE
KGE
EEE
oo
oo
oo
oox
ored
o
ln0257.0
ln
ln0257.0ln
:,,.2
Persamaan-persamaan Kunci
Tugas Kelompok
Proposal Penelitian Bersama (Multidisipliner)1. Kelompok: 5 orang minimal ada 2 PS yang berbeda
2. Dikumpul: 23 Desember 2011
3. Latar Belakang
4. Rumusan Masalah
5. Tujuan
6. Manfaat Penelitian
7. Teori
8. Rujukan
• Kirim ke Asisten (Katerina)