Download - ELEKTROKIMIA
ELEKTROKIMIAReferensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern”Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb
Elektrokimia menghubungkan reaksi kimia oksidasi reduksi dengan fisika aliran muatan.
Penggunaan energi bebas yang tersedia dalam reaksi kimia spontan untuk menghasilkan kerja yang berguna serta pemanfaatan energi untuk menghasilkan reaksi yang tidak mungkin dengan jalan lain
Oksidasi = donor elektron = kenaikan biloks / valensi / muatansetengah oksidasi Cu Cu2+ + 2e
Reduksi = akseptor elektron = penurunan biloks / valensi / muatanSetengah reduksi Ag+ + e Ag
Reaksi redoks = reaksi yang mengalihkan elektronCu + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag
1. MEMBALANSKAN PERSAMAAN OKSIDASI-REDUKSI
1. Tuliskan dua setengah reaksi yang belum dibalanskan, satu untuk spesies yang dioksidasi serta hasilnya dan satu spesies yang direduksi serta hasilnyaCuS Cu2+ + SO4
2-
NO3- NO
2. Masukkan koefisien untuk membuat jumlah atom semua unsur kecuali oksigen dan hidrogen sama di kedua sisi setiap persamaan
3. Balanskan oksigen dengan menambahkan H2O di salah satu sisi dari setiap setengah reaksiCuS + 4 H2O Cu2+ + SO4
2-
NO3- NO + 2 H2O
4. Balanskan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H3O+ ke setiap sisi setengah reaksi yang kekurangan oksigen dan H2O ke sisi lain. Untuk larutan basa,tambahkan H2O ke setiap sisi setengah reaksi yang kekurangan hidrogen dan OH- yang sama ke sisi yang lainCuS + 12 H2O Cu2+ + SO4
2- + 8 H3O+
NO3- + 4 H3O+ NO + 6 H2O
5. Balanskan muatan dengan memasukkan e- (elektron) sebagai reaktan atau produk di setiap setengah reaksiCuS + 12 H2O Cu2+ + SO4
2- + 8 H3O+ + 6 e-NO3
- + 4 H3O+ + 3 e- NO + 6 H2O6. Kalikan kedua setengah reaksi dengan bilangan yang
dipilih untuk membuat jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang diperlukan pada reduksi. Kemudian, tambahkan kedua setengah reaksi yang menghilangkan elektron. Jika H3O+, OH- atau H2O muncul di kedua sisi, hilangkan duplikatnya
3 CuS + 36 H2O 3 Cu2+ + 3 SO42- + 24 H3O+ + 24 e-
8 NO3- + 32 H3O+ + 24 e- 8 NO + 48 H2O
3 CuS + 8 NO3- + 8 H3O+ 3 Cu2+ + 3 SO4
2- + 8 NO + 12 H2O
Ag + HS- + CrO42- Ag2S + Cr(OH)3
1. Ag + HS- Ag2S CrO4
2- Cr(OH)3
2. 2 Ag + HS- Ag2SCrO4
2- Cr(OH)3
3. 2 Ag + HS- Ag2SCrO4
2- Cr(OH)3 + H2O4. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O
CrO42- + 4 H2O Cr(OH)3 + 5 OH-
5. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O + 2 e-CrO4
2- + 4 H2O + 3 e- Cr(OH)3 + 5 OH-
6. 6 Ag + 3 HS- + 3 OH- 3 Ag2S + 3H2O + 6 e-2 CrO4
2- + 8 H2O + 6 e- 2 Cr(OH)3 + 10 OH-
6 Ag + 3 HS- + 2 CrO42- + 5 H2O 3 Ag2S + 2 Cr(OH)3 + 7 OH-
2. SEL ELEKTROKIMIA
Reaksi tembaga dan perak berlangsung spontan dan takreversibel
∆G < 0, tetapi magnitudonya tidak diketahuiKarena tidak ada kerja (w = 0) yang dihasilkan,
maka seluruh perubahan energi (∆E = w q) muncul sebagai perubahan kalor (∆E = ∆q)
Lihat gambar 12.4 Elektron mengalir bila rangkaian dihubungkan
dari tembaga ke elektroda perak melalui kawat. Dalam larutan anion berpindah melalui elektroda tembaga dan kation bergerak menuju elektroda perak. Ion natrium berpindah melalui jembatan garam untuk mencapai netralitas listrik
Anoda merupakan tempat berlangsungnya oksidasiCu Cu2+ + 2 e-
Katoda adalah tempat berlangsungnya reduksi2 Ag+ + 2 e- 2 Ag
Elektron-elektron mengalir pada rangkaian luar dari anoda ke katoda. Dalam larutan ion positif dan negatif keduanya bebas untuk bergerak. Dalam sel elektrokimia, anion bergerak menuju anoda dan kation bergerak ke katoda
Konvensi menyebutkan anoda ditunjukkan di kiri dan katoda di kanan. Sel galvani ditunjukkan sebagai
Cu|Cu2+||Ag+|Agantarmuka logam larutan ditunjukkan dengan | dan jembatan garam dengan ||
Pemisahan katoda dan anoda untuk menangkap elektron dan digunakan menjadi tenaga listrik
Sel elektrokimia akan mengubah energi kimia menjadi kalor dan energi radiasi.
Sel Galvani dan Sel ElektrolisisSel elektrokimia merupakan piranti dengan
arus listrik yang dilewatkan melalui rangkaian eksternal yang dikaitkan dengan setengah reaksi oksidasi dan reduksi yang masing-masing terjadi pada anoda dan katoda
Sel Galvanik atau Sel Volta merupakan sel elektrokimia dengan reaksi oksidasi-reduksi yang terjadi secara spontan pada dua elektroda yang terpisah, menghasilkan arus listrik lewat rangkaian luarnya
Pada sel elektrokimia akan dihasilkan energi listrik akibat selisih potensial listrik/ tegangan sel
Pada tegangan alami sel reaksi berlangsung spontan
Jika tegangan luar sama dengan tegangan alami sel
Jika tegangan luar ditambahkan lebih besar dari tegangan potensial alami sel, elektron berbalik arah dan bergerak menuju elektroda tembaga. Reaksi netto menjadi terbalik 2 Ag + Cu2+ 2 Ag+ + Cu
Sel Elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang energi listriknya digunakan untuk menghasilkan reaksi kimia yang tidak terjadi secara spontan, sehingga reaksi berjalan dalam arah berlawanan secara spontan
Dalam sel elektrolisis, oksidasi berlangsung di elektroda perak, yang karenanya menjadi anoda, dan elektroda tembaga menjadi katoda
Hukum Faraday1. Massa zat tertentu yang dihasilkan
atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel
2. Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui selJumlah muatan yang ditunjukkan oleh 1 mol elektron (tetapan Faraday) adalah 96.483,31 mol-1
Arus listrik merupakan jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian per satuan waktu
Jika Q adalah besarnya muatan dalam coulomb dan t adalah waktu dalam detik yang dibutuhkan untuk melalui sebuah titik dalam rangkaian, maka arus listrik (I)
I = Q
tdari jumlah mol elektron yang lewat melalui rangkaian, jumlah mol senyawa yang bereaksi pada elektroda juga dapat dhitung
Sebagai contoh Anoda sel galvanik Zn Zn2+
+ 2 e-Katoda sel galvanik Ag+ + e-
Ag Setiap mol elektron yang
melewati sel timbul dari oksidasi ½ mol Zn (karena setiap atom Zn memberikan dua elektron) dan mereduksi 1 mol ion perak. 32.69 seng larut pada anoda dan 107.87 g perak mengendap pada katoda
3. ENERGI BEBAS GIBBS DAN TEGANGAN SEL
Dalam elektrokimia, kerja yang dilakukan adalah kerja listrik
welek = - Q ∆Vkerja dihitung sebagai joule, Q = coulomb, dan ∆V = Joule/Coulomb = Volt
welek = - It ∆V∆V adalah positif untuk sel galvani,
sehingga welek adalah negatif dan kerja listrik netto dilakukan oleh sel galvani
Hasil berlawanan untuk sel elektrolisis
Hubungan P, T, ∆G, serta welek berdasarkan termodinamika- welek,maks = |∆G| (pada P dan T konstan)
Kerja listrik maksimum bila sel galvani dioperasikan secara reversibel
Pada operasi tekreversibel, kerja listrik yang dihasilkan lebih kecil
Jika n mol elektron melewati rangkaian luar sel galvani, maka∆G = welek = -Q ∆V = -nF ∆V
Kerja listrik dihasilkan oleh sebuah sel elektrokimia hanya jika ∆G < 0 (atau jika ∆V > 0, yang menghitung jumlah yang sama)
Keadaan Standar dan Tegangan SelVoltase sel standar ∆V0 merupakan
voltase sel galvanik yang bekerja pada kondisi standar
Hubungan energi bebas standar dengan tegangan sel standar ∆G0 = -n F ∆V0
∆G0 dapat ditentukan dengan mengukur tegangan sel standar ∆V0 dari reaksi dimana n mol elektron melewati rangkaian luar
Tegangan Setengah SelPotensial reduksi V0 Zn2+|Zn dan V0 Cu2+|Cu
dihubungkan dengan dua setengah sel, magnitudo dan tanda setiap potensial ini dihubungkan dengan kecendrungan spontan. Makin positif potensial reaksi, makin besar kecendrungan terjadinya reduksi
Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif berlangsung sebagai setengah reaksi reduksi dan potensial reduksi kurang positif sebagai setengah reaksi oksidasi
Hubungan potensial sel setengah sel reduksi dengan oksidasi ∆V0 = ∆V0 (katoda) - ∆V0 (anoda)
Konvensi menetapkan V0 H2(g) dan H3O+(aq) = 0 pada semua suhu, pada kondisi standar (1 atm, 1 M)2 H3O+(aq) + 2 e- H2(g) + 2 H2O… V0 = 0 V
Semua potensial setengah sel yang lain ditentukan dari potensial sel standar mereka dengan setengah sel H3O+|H2 standar dalam sel galvani dan mengukur potensial sel
Senyawa pengoksidasi kuat adalah senyawa kimia yang dengan mudah tereduksi sendiri, memiliki potensial reduksi sangat positif. Contoh Fluorin, H2O2, KMnO4
Senyawa pereduksi kuat adalah senyawa yang sangat mudah teroksidasi, sehingga potensial reduksinya amat besar dan negatif. Contoh alkali tanah dan alkali
Penambahan dan Pengurangan Reaksi Setengah SelDua setengah sel dapat
dikombinasikan untuk mendapatkan setengah sel yang lain.
Reaksi 3 = reaksi 1 – reaksi 2∆G0
3 = ∆G01 - ∆G0
2-nF V0
3 = -n1F V01 + n2F V0
2
V0
3 = n1V0
1 – n2V02
n
Diagram Potensial Reduksi dan DisproporsionalRingkasan setengah reaksi
reduksiCu2+ 0.158 V Cu+ 0.522 V Cu
0.240 V
Garis yang menghubungkan setiap pasangan senyawa melambangkan setengah reaksi penuh. Angka di atas garis adalah potensial reduksi
Disproporsionasi adalah proses di mana suatu zat tunggal dioksidasi dan direduksi
Senyawa terdisproporsionasi memiliki potensial reduksi di kanan > di kiri
Diagram potensial reduksi memungkinkan untuk menentukan senyawa mana yang stabil terhadap disproporsionasi.
Jika selisih dua potensial reduksinya (gaya pendorong) positif, maka reaksi berlangsung spontan
4. PENGARUH KONSENTRASI DAN PERSAMAAN NERST
Hubungan energi bebas dengan kuosien reaksi∆G = ∆G0 + RT lnQ-nF ∆V = -nF ∆V0 + RT lnQ ∆V = ∆V0 –
RT lnQ
nFDikenal dengan persamaan Nerst ∆V = ∆V0 –
0.0592 V logQ
nPersamaan nerst pada suhu 25oC, R 8.315
Pengukuran Tetapan KesetimbanganElektrokimia memberikan cara yang
menguntungkan dan akurat untuk mengukur tetapan kesetimbangan untuk berbagai reaksi dalam fasa larutan.
Hubungan K dengan V∆G0 = -nF∆V0
∆G0 = -RT ln KRT ln K = nF ∆V0
ln K = nF
∆V0
RT
log K = n
∆V0 pada 25oC 0.0592 V
pH meterTegangan sel galvani sensitif
terhadap pH jika satu dari elektrodanya Pt|H2 yang dimasukkan ke dalam larutan dengan pH bervariasi.
Pt|H2 (1atm)|H3O+(variabel)||H3O+ (1 M)|H2 (1atm)|Pt
Reaksi setengah selH2 (1 atm) + 2 H2O(l) 2 H3O+ (var) + 2 e- anoda2 H3O+ (1 M) + 2 e- H2 (1atm) + 2 H2O(l) katoda
Maka n = 2 dan Q = [H3O+]2 dan tekanan gas = 1
Dari persamaan Nerst ∆V = ∆V0 –
0.0592 V logQ
ndan karena ∆V0 = 0 ∆V = –
0.0592 V logH3O+
2 = - 0.0592 V log pH
Tegangan sel berbanding lurus dengan pH
Elektroda kaca merupakan bentuk praktis dari elektroda, biasanya terdiri dari elektroda perak yang dilapisi AgCl yang kontak dengan sebuah bohlam kaca yang berdinding tipis. Sebuah potensial yang tergantung pH timbul di antara membran kaca tipis ini jika elektroda kaca dimasukkan ke dalam larutan [H3O+] yang berbeda dan tidak diketahui
Setengah sel kedua sering merupakan elektroda jenuh akan kalomel, yang terdiri dari kawat platina yang terhubung dengan pasta merkuri cair, kalomel (H2Cl2(s)) dan larutan jenuh KCl
Keseluruhan selnyaAg|AgCl|Cl- + H3O+(1 M)|kaca|H3O+(variabel)||Cl-(sat)|Hg2Cl2(s) |Hg|Pt
Setengah reaksi2 Ag(s) + 2 Cl- (1 M) 2 AgCl + 2 e- anodaH3O+ (1 M) H3O+(var)
H2Cl2(s) + 2 e- 2 Hg(l) + 2 Cl-(sat) katodaPersamaan Nerst
∆V = ∆V(ref) – 0.0592 V
log pH
1∆V = ∆V(ref) + 0.0592 pH
pH = ∆V - ∆V(ref)
0.0592 V
Keuntungan elektroda kacaElektroda kaca hanya bereaksi terhadap
perubahan [H3O+] dan bekerja dengan interval pH yang besar
Elektroda tidak dipengaruhi oleh senyawa pengoksidasi kuat yang membuat elektroda hidrogen tidak dapat diandalkan
Larutan dengan warna yang sangat kuat yang akan membuat indikator asam basa tidak berguna, tidak mengganggu elektroda kaca
Elektroda kaca dapat diperkecil sehingga dapat dimasukkan ke dalam sel hidup sehingga banyak digunakan dalam biologi
5. AKI DAN SEL BAHAN BAKAR
AKIAki digunakan untuk menyimpan
energiAki / sel terbagi dua yaitu sel
primer dan sekunderPrimer jika sel dibuang jika energi
listriknya telah habisSekunder jika sel dapat diisi
ulang jika listriknya telah habis
Sel primer yang paling terkenal adalah sel Leclanche. Lihat gambar 12.8Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- anoda2 MnO2(s) + 2 NH4
+(aq) + 2 e- Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) katodaZn(s) + 2 MnO2(s) + 2 NH4
+(aq) Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l)
Sel kering alkalin, tegangan lebih stabil karena konsentrasi tidak berubah akibat munculnya senyawa yang larut
Zn(s) + 2 OH-(aq) Zn(OH)2(s) + 2 e- anoda2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- Mn2O3(s) + 2 OH- (aq) katoda
Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(aq) Zn(OH)2(aq) + Mn2O3(s)
Sel seng merkuri oksida Zn(s) + 2 OH-(aq) Zn(OH)2(aq) + 2 e-
anodaHgO(s) + H2O(l) + 2 e- Hg(l) + 2 OH- (aq)
katodaZn(s) + HgO(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) +
Hg(l)
Sel ini mempunyai keluaran stabil sebesar 1.34 V
Aki yang dapat diisi ulangAki sekunder dapat diisi ulang
dengan memberikan potensial luar yang berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel
Untuk mengisi aki sekunder, dibutuhkan sumber luar tegangannya harus lebih besar dari tegangan aki pada kondisi awal
Sel nikel kadmium (baterai nicad) memberikan tegangan 1.4 Vanoda = kadmium, katoda = nikel oksida
Aki penyimpan timbal asam sebesar 12 V terdiri atas 6 sel 2 V yang terhubung secara serianoda terdiri dari logam timbal dan katoda merupakan timbal oksida
Sel Bahan BakarSel bahan bakar mengubah energi kimia
menjadi energi listrikSel bahan bakar dirancang kontinu,
dengan reaktan (bahan bakar) yang disuplai dan produk diambil secara kontinu
Sel bahan bakar didasarkan pada reaksi2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
Elektroda dapat berupa konduktor nonreaktif manapun (grafit) yang berfungsi menghantarkan elektron antara gas dan ion dalam larutan.
Thanks. Tugas
ElektrokimiaHal 405 – 408Nomor 1, 3, 5, 6,
15, 16, 23, 29, 35, 37, 39, 41, 47, 48, 49