RESUME KIMDAS CHAPTER ELEKTROKIMIA

Nama : Denny SetyaDarma

NPM : 1206263351

Galvanic Cell Sel yang menggunakan reaksi kimia spontan untuk memproduksi arus listrik

Electrolytic Cell Sel yang menggunakan arus listrik agar reaksi kimia tak spontan dapat berlangsung

Galvanic Cell

Dalam reaksi redoks, kita mengetahui bahwa :

- Oksidasi adalah reaksi kehilangan electron dan kenaikan bilangan oksidasi- Reduksi adalah reaksi penambahan electron dan penurunan bilangan oksidasi- Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi dan mengoksidasi zat lain- Reduktor adalah zat yang mengalami oksidasi dan mereduksi zat lain

Jika reaksi redoks atau reaksi spontan terjadi di dalam Galvanic Cell, maka energy yang dilepaskan dari reaksi tersebut akan diubah menjadi energy listrik. Pada Galvanic Cell, anoda(-) adalah tempat terjadinya reaksi oksidasi dan terbentuknya electron, sedangkan katoda(+) adalah tempat terjadinya reaksi reduksi dan reaksi menggunakan electron. Elektron bergerak dari anoda ke katoda, sedangkan arus listrik sebaliknya. Terdapat pula jembatan garam untuk menyeimbangkan arus listrik dari ion-ion yang bergerak.

Contoh reaksi :

Pb2+(aq) + Zn(s) Pb(s) + Zn2+

(aq) Pb2+(aq) + 2e Pb(s)

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

Pada reaksi redoks diatas, kita mengerjakannya dengan metode setengah reaksi, reaksi yang atas merupakan reaksi reduksi, dan yang bawah adalah oksidasi. Pb2+ merupakan oksidator karena dia tereduksi, sedangkan Zn(s) merupakan reduktor. Reaksi diatas dapat ditulis Pb2+

(aq)| Pb(s)|| Zn(s)| Zn2+

(aq)

Electromotive force(emf) adalah gaya pendorong yang mendorong electron menjauh dari anoda dan menarik merek menuju katoda, sering disebut juga dengan potensial sel (E) atau tegangan sel. Potensial sel dari Galvanic cell adalah positif.

∆G=−nFE

n= jumlah mol electron yang digunakan dalam reaksi

F= muatan listrik pada 1 mol electron (1 Faraday = 96500 C/mol e)

Potensial sel standard(Eo) adalah potensial sel ketika reaktan dan produk ada dalam kondisi standard yaitu zat terlarut pada konsentrasi 1M, gas pada tekanan parsial 1 atm, padatan dan liquid ada dalam bentuk murni, dan suhu 25oC.

E o sel = E o anoda + E o katoda

Eo dari hydrogen adalah 0 V, maka dari itu disebut sebagai standar elektroda hydrogen

Menentukan potensial standar untuk setengah-sel dengan membangun Galvanic Cell di mana setengah-sel bunga dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar.- Potensi oksidasi standard - potensi setengah-sel yang sesuai untuk oksidasi setengah-reaksi.- Potensial reduksi standard - potensi setengah-sel yang sesuai untuk pengurangan setengah-reaksi.- Setiap kali arah reaksi setengah-dibalik, tanda Eo harus dibalik.

Untuk menentukan zat mana yang lebih condong menjadi reduktor atau menjadi oksidator, dibuatlah tabel deret volta.

Tabel disebelah kiri merupakan tabel potensial standar untuk reduksi. F2 adalah zat yang paling mudah untuk tereduksi karena itu F2 juga sebagai oksidator kuat. Sedangkan Li sulit untuk tereduksi, karena itu Li adalah reduktor kuat.

Dengan melihat tabel disamping, kita bisa memprediksi apakah suatu reaksi berlangsung secara spontan atau tidak.

Contohnya reaksi antara Ni2+(aq) + Na(s), reaksi akan berlangsung

secara spontan karena Na mampu mereduksi Ni2+.

Semakin negatif nilai potensial standar reduksi dari suatu zat, maka kemampuan untuk mereduksi nya semakin kuat.

Persamaan Nerst E= Eo -0.0592n

logQ

Digunakan untuk mencari potensial sel bukan pada kondisi standard tetapi tetap pada suhu 25oC

Q = konsentrasi produk/konsentrasi reaktan

Untuk menghitung pH dari suatu larutan menggunakan E cell menggunakan rumus

pH= Ecell−Ereff0.0592

Konstanta Kesetimbangan (K) juga dapat dihitung menggunakan E cell, biasanya menggunakan potensial sel standard.

log K=n . E cell0.0592

Baterai

A. Baterai kering ( Sel Leclanché )- Anoda Zn- Katoda Grafit, MnO2

- Elektrolit Pasta NH4Cl dan ZnCl2

B. Baterai Alkaline (versi modifikasi dari Leclanché)• Mengganti asam NH4Cl(asam) dengan NaOH atau KOH• Reaksi di elektroda oksidasi seng dan pengurangan mangan dioksida- Menghasilkan ZnO pada kondisi dasar- Seng berkarat lebih lambat- Daya tahan baterai lebih lama• Menghasilkan daya yang lebih tinggi serta arus dan tegangan lebih stabil- Transportasi ion dalam larutan alkali lebih efisien

C. Baterai Merkuri- Digunakan untuk baterai jam tangan, ukuran kecil- Anoda Zn- Katoda Baja kontak dengan HgO dalam medium alakali (KOH dan Zn(OH)2)

D. Baterai Lithium- Ringan, Tegangan lebih tinggi, rechargeable battery- Anoda Li- Katoda Oksida atau sulfida logam yang dapat bereaksi dengan Li+

- Elektrolit Garam Lithium dengan pelarut organic- Digunakan untuk baterai ponsel, laptop, maupun kamera

PerkaratanReaksi oksidasi dari suatu logam, contoh sederhana adalah perkaratan besi. Perkaratan membutuhkan oksigen dan air.

Pencegahan Perkaratan Pada Besi:1. Dilapisi dengan logam yang lebih sukar untuk berkarat atau teroksidasi. Contoh : Ni, Cr2. Galvanisasi Pelapisan besi dengan zinc, digunakan untuk tiang-tiang listrik3. Perlindungan Katoda Menghubungkan besi dengan logam lain yang lebih mudah

teroksidasi, sehingga logam tersebut yang teroksidasi bukan besi. Dan jika logam tersebut sudah habis teroksidasi, digunakan logam baru lagi. Contohnya : Mg.

Elektrolisis dan Sel ElektrolitSel Elektrolit adalah sel yang menggunakan arus listrik agar reaksi kimia tak spontan dapat berlangsung. Proses ini adalah kebalikan dari proses yang terjadi di Galvanic Cell.

Elektrolisis adalah proses penggunaan arus listrik untuk terjadinya reaksi kimia.

Sel Elektrolit : - Dua elektroda yang dimasukkan ke dalam larutan elektrolit dan dihubungkan ke suatu

sumber listrik seperti baterai atau aki.- Anoda(+) Elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi, baterai menarik electron keluar

dari batang anoda.- Katoda(-) Elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi, baterai mendorong electron ke

batang katoda.

Elektrolisis Air- Elektrolisis dari suatu larutan membutuhkan elektroda untuk membawa arus di larutan. - Jika ion-ion dari larutan elektrolit tersebut lebih sukar teroksidasi maupun tereduksi

daripada air, maka air yang akan teroksidasi sekaligus tereduksi- Anoda : 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Katoda : 4H2O(l) + 4e 2H2(g) + 4OH-(aq)- Reaksi Keseluruhan : 2H2O(l) O2(g) + 2H2(g)

Pemanfaatan dan Aplikasi dari Elektrolisis- Pembuatan Logam Na Proses Down- Pembuatan Logam Al Proses Hall-Heroult- Electrorefining Pemurnian logam- Electroplating Suatu logam dibersihkan dari logam-logam pengotor lain yang

menempel. Contoh: Cu