*ELEKTROKIMIA

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

Metode elektrokimia :

Biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.Proses berlangsung pada elektroda yang sama/berbeda dalam suatu sistim elektrokimia. ELEKTROKIMIA

*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 Anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung.

*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.

*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 diaturtingkat 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 TEORIHukum CoulombTarikan dan tolakan antara dua muatan (Q1 dan Q2)

dimanaF = gaya CoulombQ = muatan = tetapan dielektrikr = jarak antar muatan0 = permitivitas ruang bebasUntuk 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)DASAR TEORI

* Coulomb (jumlah listrik ) : jumlah listrik yang diangkut oleh listrik 1 Ampere selama 1detik1 C = 1A. 1s

dimana :Q = jumlah listrik (Coulomb)I = kuat arus (A)t = waktu (detik)

1 mol elektron = 1 Faraday = 96.500 CoulombQ = I . tDASAR TEORI

*DASAR TEORITahanan (R) : rintangan yang terdapat dalam sistem terhadap arus listrik

Dari hukum Ohm :

Hantaran (Konduktansi) : arus listrik yang dibawa oleh ion-ion atau elektronKonduktansi merupakan kebalikan dari tahanan, dimana :

L = konduktansi (mho) atau (ohm -1)

*KONDUKTIVITAS ( Hantaran jenis) () :

atau

dimana :

l /A = K = konstanta sel (m-1)A = daerah elektroda (m2)l = jarak antar elektroda (m) = hantaran jenis (konduktivitas) (mho. m-1) DASAR TEORI

*Elektrolit : suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam pelarut (misal : air), akan menghasilkan larutan yang dapat menghantar arus listrikPada suatu larutan elektrolit yang diukur adalah konduktansinya, bukan tahanannya.Untuk mengukur hantaran / konduktansi suatu larutan dapat digunakan alat yang disebut : SEL KONDUKTANSIKonstanta 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

*KONDUKTANSI SPESIFIK ( ) 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) = konduktivitas (mho m-1) = konduktansi spesifik (mho m2 mol-1)

*Contoh soal :Hantaran larutan KCl 0,0075 mol/ dm3 adalah 1,49 . 103 mho. Jika konstanta sel 105 m-1, hitunglah konduktivitas () dan konduktansi spesifik () larutanJawab : = K. L = (105 m-1)(1,49, 103 mho) = 1,565.105 mho/m = /c = 1,565.105. 10-6 mho/m = 0,021 mho.m20,0075x1000mol/m3 mol

*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 (0,95.10-2m)(1,015.10-2m)

*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 = / L = R= (1,29 mho/m)(325 ohm) = 419 m-1Konduktivitas NaCl : = K/ R = 419m-1 / 752,4 ohm = 0,557 mho/mMaka konduktansi spesifik NaCl adalah : = /c = 0,557 mho m-1 = 0,011 mho m2 /mol0,05 mol/dm3

*KONDUKTANSI EKUIVALENSatu 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

* 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 = 36,46Massa 1mol AlCl3 = 133,33 gr, maka 1 grek = 44,44 gr

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

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

c = konsentrasi ekiv / m3atau

c =mol / m3

*1002003000,51,0C1/2(Ekiv/liter)mho ekiv-1cm2NaOHKClCH3COOHKurva sebagai fungsi c Kurva sebagai fungsi c berbagai larutan pada 25o C, memperlihatkan, kalau elektrolit kuat memotong sumbu vertikal sehingga nilai o dapat diperoleh dengan cukup tepat. Untuk elektrolit lemah o sulit ditentukan. Misal pada pengenceran tak hingga (c ~ o), o dari CH3COOH sulit ditentukan karena kurva hampir sejajar sumbu vertikal

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

dimana

HUKUM MIGRASI BEBAS KOHLRAUSCHHubungan dan konsentrasi, dikemukakan oleh KOHLRAUSCH : = o B C1/2

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

CONTOH SOALDari data dibawah ini, hitunglah nilai oNH4OH pada 25o C: o (NaOH) = 247,8 x 10-4 mho ekiv-1m2 o (NaCl) = 126,45 x 10-4 mho ekiv-1m2 o (NH4Cl) = 149,7 x 10-4 mho ekiv-1m2

*Jawab :

Konduktansi ekiv.NH4OH pada 298oK adalah : o = o (NH4+ ) + o (OH-)

makao(NH4OH) = o(NH4+)+ o(Cl-) + o(Na+) + o(OH-) - o (Na+) - o (Cl-)= o(NH4Cl) + o(NaOH) - o(NaCl) = (149,7+ 247,8 - 126,45 ) x 10-4 = 271,05 x 10-4 mho ekiv-1 m2

*Bilangan Transport & Mobilitas IonikBILANGAN TRANSPORT : fraksi dari jumlah arus total yang dibawa oleh sebuah ion tertentuSimbol bil.transport ; kation : t + anion : t Untuk suatu elektrolit tertentu : Bil.transport pada pengenceran tak hingga, c~ o disimbolkan dengan :t + + t - = 1

*Bil.transport kation dan anion dapat ditentukan dengan cara :

Mengukur perubahan konsentrasi elektrolit disekitar katoda dan anoda saat elektrolisis, artinya bil.transport tergantung pada konsentrasiMenggunakan mobilitas ioniknya

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) d/dx = kekuatan medan (volt/m)

Konduktansi juga dipengaruhi oleh mobilitas ionik

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

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

z+c+= z-c-, maka

Pada konsentrasi tertentu : += z+u+F atau - = z-u-F

atau : = (z+c+u++ z-c-u-) F = (u+ + u-) F = ++ -

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

dan

Ataudan

Untuk pengenceran tak hingga :

dan

*CONTOH SOALHitunglah mobilitas ionis dari ion K+ dan OH- pada pengenceran tak hingga, jika o(K+) = 73,50. 10-4mho m2 mol- dan o(OH-) = 197,6 . 10-4 mho m2 mol- Jawab :Mobilitas ionik : untuk kation K+

*Mobilitas ionik : untuk anion OH-

KONDUKTANSI IONIKKonduktansi spesifik setiap ion pada pengenceran tak hingga :

dimana v+ & v- = jumlah ion yang berasosiasi

*Contoh Soal3. 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+ : H+ = t H+ . HCl= (0,829). (399. 10-4mho m2 mol )= 330,80. 10-4mho m2 mol - Untuk Cl- Cl- = (1 0,829) .(399. 10-4mho m2 mol ) = 68,24.10-4mho m2 mol

*SUDAH PUSINGGGGGGGGGG..??

SEE YOU NEXT TIME

*

*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 / VoltaEnergi Listrik ------- Energi kimia

(reaksi tidak spontan) ------- sel elektrolisis

*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 larutc. Logam Cu dimasukkan ke dalam larutan yang mengandung Ag+d. Logam Ag mengendap dan logam Cu larut (biru)Sel Elektrokimia

*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 menghasilkan arus listrik dari reaksi spontan tersebut, maka seperangkat alat tersebut dinamakan --- 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 :

Zn(s)| Zn2+(1M) Cu2+(1M)| Cu (s)

*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 KClPenumpukan 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

Sel elektrokimia :

*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 oksidasiKatoda ----- elektroda tempat reduksi

*

*Transport muatan dalam sel

*Konstruksi dan Operasi Sel Volta

*Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positifKedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum

*Sel Volta dengan Elektroda InaktifGrafit|I2(s)|I-(aq)H+(aq), MnO4-(aq), Mn2+(aq)|Grafit

Termodinamika Sel ElektrokimiaEnergi bebas Gibbs hanya dapat diukur jika sel bersifat reversibel

sehingga| G | = W maksimal*Kenyataannya :sel yang biasa digunakan sehari-hari tidak bersifat reversibel karena adanya sejumlah besar arus listrik yang bergerak melalui sel

*W listrik = - n FE sel G = - n F EselDimana W energi listrik

Ket:n = jumlah ekuivalen reaktan yang di ubah menjadi produkF = muatan yang sebanding dengan jumlah mol elektronEsel = GGL selSehingga dapat disubstitusikan

Bila reaktan dan produk dalam keadaan standar, maka

dimana n = jumlah elektron yang terlibatF = bilangan Faraday = 96500 C/molEosel = daya gerak listrik (DGL) standar* G = - n F Esel

*Untuk reaksi spontan : G = ( - ) ---- Esel = (+)

non spontan : G = (+) ---- Esel = (-) seimbang : G = 0 ---- Esel = 0Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh selSatuan 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 gramekivalen (grek)

*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 selPotensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

Eosel = Eokat - Eoano

*Eosel daya gerak listrik (DGL) standarDitentukan dengan asumsi aktifitas = 1Nilai Eosel ditentukan dari besarnya potensial elektroda (reduksi) standar EoSebagai standar Eo Hidrogen

Bila Eo > Eo H2 reduksiBila Eo < Eo H2 oksidasiAtau :

Eosel = Eored - Eooks

*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 = 0,00H2(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

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 atmPt 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 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

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 VSatu lagi elektroda standar sekunder adalah elektroda kalomel.

Hg2Cl2(s) + e Hg(c) + Cl(aq); Eo = 0.3337 V (KCl 0.1 m; 0.2412 V jika KCl jenuh)

*

*

*Deret Volta

Makin ke kanan,mudah direduksi sukar dioksidasiMakin ke kiri,mudah dioksidasi sukar direduksi

(H)LiKBaCaNaAlZnCrCuHgMgAgFeNiSiPbPtAu

*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 (Eosel)Nilai Eosel ditentukan dengan rumusEosel = Eoreduksi Eooksidasi

Eored adalah nilai potensial elektroda standar pada elektroda yang mengalami reduksi Eooks adalah nilai potensial elektroda standar dari elektroda yang mengalami oksidasi.

*Contoh 1., suatu sel elektrokimia :Pt, H2(1bar)|H+(1m) Cl (1m)|AgCl(s)|Ag, Eo = 0.22 VKatoda 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); 0.22 V Total reaksi : H2(g) + AgCl(s) H+(aq) + Ag(s) + Cl(aq) Eo = Eored Eooks = 0.22 - 0.00 = 0.22 V

*Contoh 2. dari tabel Eostandard, reaksi :O2 + 4H+ + 4e 2H2O; Eo = 1.229 V MnO4- + 8H+ + 5e Mn 2+ + 4H2O; Eo = 1.52 VGabungkan 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+

*Jika kita menggabungkan dua reaksi tadi sebaliknya :"Anoda : 4MnO4- + 32H+ + 20e 4Mn2++ 16H2O "Katoda : 5O2 + 20H+ + 20e 10H2OReaksi Total : 4Mn2+ + 6H2O + 5O2 4MnO4- + 12H+ Eo = Eored Eooks = 1.229 - 1.52 = - 0.291 VNilai Eo yang negatif menunjukkan bahwa gabungan di atas adalah "terbalik", anoda seharusnya menjadi katoda dan katoda menjadi anoda.

*Penentuan GGL Sel (Esel) dan Perubahan Energi Bebas Gibbs (G)Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi) dan elektroda kiri (oksidasi) ditentukan dengan perhitungan GGL sel (Esel).

danBila nilai GGL sel positif, maka G negatif dan reaksi berlangsung secara spontan. Sedangkan bila GGL sel negatif,maka G positif dan reaksi berlangsung tidak spontan

*Menurut kesetimbangan kimia,

Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka

Jika nilai i disubstitusi ke persamaan G, maka

Atau :

Persamaan Nernst

* K adalah tetapan kesetimbangan yang nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi teroksidasi terhadap spesi tereduksi.

Pada kesetimbangan, nilai Esel = 0 sehingga

Maka nilai K pada kesetimbangan dapat ditentukan :

*Contoh Soal 1:Hitung Eosel pada 25oC untuk sel berikut :Cd Cd 2+ Cu 2+ Cu

Jawab :Reduksi : Cu 2+ + e- == CuEo = 0,339 VOksidasi : Cd == Cd 2+ + e-Eo = - 0,4022 V +Total : Cu 2+ + Cd == Cu + Cd 2+ Eosel= 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 voltCl - | AgCl(s) | Ag(s) = 0,222 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 vKarena 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 G sebagai berikut :(i)Fe3++ e Fe2+ E1 = .771 v , G1 = .771F(ii) Fe2++ 2 e Fe(s) E2 = .440 v, G2 = +.880F(iii)Fe3++ 3 e Fe(s) E3 = ? , G3 = + .109 F

Energy bebas untuk setengah reaksi (iii) adalah = .109nF, sehingga E3 = .109/3= .036v

*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 harus 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 F1) = 0.012 FSelama reduksi, 1mol ion Cu2+ memerlukan 2 mol elektron, maka masa Cu yang mengendap adalah: (63.54 g mol1) (0.5 mol Cu/F) (0.012 F) = 0.39 g Cu

*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;1w= 1J/sec = 1 volt-amp;

1 watt-sec = 1J, 1kw-h=3600J.

*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 basaMnO4-(aq) + I-(aq) MnO42-(aq) + IO3-(aq)TUGAS UNTUK DIKERJAKAN

*3.Hitunglah GGL standar untuk se-sel dibawah ini dengan menggunakan tabel potensial reduksi standar.Zn Zn 2+ (1M) H2+ (1M) H2 (g,1atm)PtZn Zn 2+ (1M) Cu 2+ (1M) CuCu Cu 2+ (1M) Fe 2+ (1M), Fe3+(1M) PtPt, H2(1 bar)|H+ (1 m) Cl (0.1m) |Hg2Cl2(s)|Hg

Buatkan reaksi oksidasi dan redaksi serta reaksi total untuk ketiga sel diatas

*4. Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam ZnBr2(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2Br-(aq) Eosel = 1,83 VHitung Eo untuk oksidasi Br-(aq) jika EoZn = -0,76 V5. 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+ ?

*Jenis-Jenis Elektroda SelElektroda 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.Jenis-Jenis Elektroda Sel

*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.Jenis-Jenis Elektroda Sel

*Sel KonsentrasiSel Konsentrasi : sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasiPada sel konsentrasi, kedua elektroda dalam sel sama. Perbedaan keduanya terletak pada konsentrasi larutan ion-ionnya. Konsentrasi anoda berbeda dengan konsentrasi katodaReaksi keseluruhan adalah perpindahan materi dari konsentrasi (aktivitas) tinggi ke aktivitas lebih rendah

*Sel Konsentrasi

*Penentuan pHKonsentrasi 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 = - log aH+

*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

Hg2Cl2 + e- == Hg + Cl- Eo = 0,2802 VH+ + e- == H2(g) Eo = 0,0000 V

*Nilai GGL untuk sel diatas adalah :

Jika PH2 = PoEsel = 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 :

*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

*

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

Akumulator (Aki)

*Lead-acid storage cell 1859 - Gaston Plant (French) Akumulator (Aki)

*Baterei Kering (C-Zn)Zn (s) === Zn 2+ (aq) + 2e (anoda)2MnO2 (s) + 2NH4+ (aq) + 2e === Mn2O3 (s) + 2 NH3(aq) + H2O (katoda)

LeClanch "dry cell"

*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

*

*Baterei alkalinPada Baterei alkalinZn (s) + 2OH - (aq) == ZnO (s) + H2O + 2e (anoda)MnO2 (s) + H2O + 2e== Mn2O3 (s) + 2OH - (aq) (katoda)

. Edison cell

*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)

*KorosiKorosi adalah peristiwa perapuhan logam karena proses elektrokimia.

*Salah satu cara untuk menghindari

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.

*ElektrolisisElektrolisis adalah proses dimana energi listrik digunakan agar reaksi kimia yang tidak spontan dapat terjadi.Contoh : Elektrolisis NaCl cair.

Na+(l) + e == Na(l) (katoda) reduksi2Cl-(l)== Cl2 (g) + 2e (anoda) oksidasi

*

*Produksi Natrium

***Elektrolisis Larutan NaCl

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

Skema diagram cell produksi chlorine

*Penyepuhan atau Electroplating

*Produksi Alumunium

*Diagram Electrolisis pada refining aluminum

*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

Fuel cell / Sel Bahan Bakar

*Reaksi pada fuel cell Grove :anoda: H2(g) 2 H+ + 2e E = 0 v katoda: O2 + 2H+ + 2e H2O(l) E = +1.23 vTotal : H2(g) + 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 vkatoda : O2 + 2 H2O + 2 e 2 OHE = +1.23 v Total : H2(g) + O2(g) H2O E = +1.23 v

*Skema fuel cell hydrogen-oxygenmodern

*Fuel cell menghasilkan potensial listrik dengan cara membakar bahan bakar pada kondisi tertentuDigolongkan menurut suhu kerja

Suhu rendah (25 100oC)Suhu sedang (100 500oC)Suhu tinggi (500 1000oC)Suhu sangat tinggi (

*Kelebihan sel bahan bakar :

Pada suhu tinggi tidak memerlukan katalis kuatDapat digunakan untk pesawat ruang angkasaAir yang dihasilkan dapat dikonsumsiEfisiensi 75%Portable fuel cell dikembangkan NASA

*

Thank you for your attention