KIMIA FISIK 2NAMA KELOMPOK : 1. AFRIYUNI ANDAR( F02112084)2. AYU RATNA SWANDEWI ( F02112042)3. LIDYA SRI PURWASIH(F02112089)4. LINDA DWI APECAWATI(F02112024)5. MILA KARMILA WATI(F02112020)6. VANNY ANGGRAENI(F02112039)

ELEKTROKIMIA

ELEKTROKIMIA

ELEKTROLISIS

SEL GALVANI ( SEL VOLTA)

1. Pengertian Elektrokimia

Elektrokimia merupakan ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

• Elektrokimia dapat diaplikasikan dalam

berbagai keperluan manusia, seperti

keperluan sehari-hari dalam skala rumah

tangga dan industri-industri besar

seperti industri yang memproduksi

bahan-bahan kimia baik organik maupun

anorganik, farmasi, polimer, otomotiv,

perhiasan, pertambangan, pengolahan

limbah dan bidang analisis.

SEL GALVANI ( SEL VOLTA )

Sel galvani (sel volta) merupakan sel

elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik

yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang

spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi

listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk

(rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi

melakukan kerja terhadap lingkungan.

• Sel Galvani atau sel kimia dapat dibedakan menjadi sel kimia dengan transference dan sel kimia tanpa transference.

a. Sel kimia dengan transference

Sel kimia dengan transference contohnya sel Daniell. Sel Daniell terdiri atas batang Zn dalam larutan ZnSO4, dan batang Cu dalam larutan CuSO4 pekat.

• Di antara kedua larutan yang terpisah tersebut terdapat penghubung atau transference yang berupa liquid junction atau jembatan garam (salt bridge). Jika elektroda Zn dan Cu dihubungkan, maka terjadi arus listrik akibat reaksi oksidasi Zn dan reduksi ion Cu2+ dalam larutan. Potensial listrik atau voltage (E) yang dihasilkan ±1,1 volt.

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang larut

• Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

• Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)Dalam hal ini, massa Zn mengalami pengurangan, sedangkan elektroda Cu bertambah massanya, karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

• Jika logan Zn dimasukkan langsung ke dalam larutan CuSO4 maka terjadi reaksi transfer elektron langsung, dalam hal ini tidak menghasilkan energi listrik.

Penentuan Kutub Positif dan Negatif ( Sel Daniell )

• Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi arus elektron dari tembaga ke seng.Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

• Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)

• Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

Contoh Reaksi Redoks Spontan

• Reaksi ini dapat digunakan sebagai sumber listrik, karena terjadi aliran elektron.

Reaksi ini dapat berlangsung antar berbagai fase, misal :1. Fase padat non-logam dengan fase larutan• S(s) + 2HCl(aq) H2S(g) + Cl2(g)

2. Fase larutan dengan fase larutan• 8KI(aq)+ 5H2SO4(aq) 4K2SO4(aq)+ 2H2S(g)+

4I2 (s) + 4H2O(l)

Notasi Sel Volta• Penulisan Notasi

Zn l Zn2+ ll Cu2+ l CuZn l Zn2+ Cu2+ l Cu

• Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

• Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

• Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda• Garis putus – putus menyatakan adanya jembatan

garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda & katoda dapat saling bereaksi

Potensial Sel (Esel)

• Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik

• Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf)

• Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel.

• Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C.• Potensial sel sangat dipengaruhi

oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).

Potensial Elektroda Standar (Eosetengah-sel)

• Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)

• Eosel = Eo

katoda - Eoanoda

• E° sel = E° red - E° oks

• E sel = E° sel - RT/nF ln C

• E sel = E° sel - 0.059/n log C

• Pada T = 25° C

• Catatan :E° = potensial reduksi standar (volt)R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314T = suhu mutlak (°K)n = jumlah elektronF = 96.500 coulombC = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

Deret Volta

Dari kiri ke kanan* Eo semakin positip* Semakin mudah mengalami reaksi reduksi* Semakin bersifat oksidator* Semakin tidak reaktif* Semakin bersifat kutub positip dalam sel (katoda)• Makin ke kanan, mudah direduksi sukar

dioksidasi.

(H)Li K Ba Ca Na Al Zn Cr Cu HgMg AgFe Ni Si Pb Pt Au

b. Sel kimia tanpa transference

• Sel kimia tanpa transference contohnya sel accu, sel Leclanche, dan sel bahan bakar.

1). Sel AccuPada sel accu, sebagai kutub negatif adalah

logam Pb, kutub positif adalah logam Pb dilapis PbO2 dan elektrolitnya adalah larutan H2SO4. Setiap pasang sel menghasilkan voltage (E) sebesar ― 2 volt.

2). Sel Leclanche (sel kering)

Sel Leclance contohnya batu baterai. Pada batu baterai biasa, sebagai kutub negatif adalah logam Zn, kutub positif adalah batang grafit (C) dibungkus MnO2 dan elektrolitnya adalah pastaNH4Cl dan ZnCl2. Potensial listrik (Voltage) yang dihasilkan ― 1,5 volt.

3). Sel bahan bakar (fuel cell)

• Sel bahan bakar biasanya menggunakan oksigen pada kotoda dan suatu gas yang dapat dioksidasi pada anoda, biasanya gas hidrogen.

• Penggunaannya antara lain untuk keperluan di rumah sakit, rumah perawatan, hotel, perkantoran, sekolah, bandar udara, dan penyedia tenaga listrik, misalnya pembangkit tenaga listrik dalam pesawat ruang angkasa. Gas hidrogen dialirkan ke anoda dan pada katoda dialirkan gas oksigen yang diperoleh dari udara.

4. Baterai Ni-Cd

Katoda : NiO2 dengan sedikit airAnoda : Cd

Penerapan sel volta pada kehidupan sehari-hari

1. Penerapan Sel Volta pada aki

2. Penerapan Sel Volta Pada Baterai

3. Baterai Nikel-Kadmium

4. Baterai Perak Oksida

5. Sel Bahan Bakar

6. Proses dalam penyepuhan

7. Proses Sintesa

8. Proses pemurnian logam

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis, yaitu sel yang didasarkan pada reaksi kimia yang memerlukan arus listrik.• Elektrolisis adalah peristiwa penguraian elektrolit

oleh arus listrik searah dengan menggunakan dua macam elektroda. Elektroda tersebut adalah katoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif) dan anoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif).

Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnya berkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah.

a. Ion OH- dioksidasi menjadi H2O dan O2. Reaksinya:• 4OH-

(aq)→2H2O (l) + O2 + 4e-

b. Ion sisa asam yang mengandung oksigen (misalnya NO-, SO42-) tidak dioksidasi, yang dioksidasi air. Reaksinya:• 2H 2 O (l) →4H +

(aq) + O 2 (g) + 4e-

c. Ion sisa asam yang lain dioksidasi menjadi molekul. Contoh:• 2Cl – (aq) →Cl2(g) + 2e-

• Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation (ion positif) ditarik oleh katoda dan menerima tambahan elektron, sehingga bilangan oksidasinya berkurang.

a. Ion H + direduksi menjadi H 2. Reaksinya:• 2H +

(aq) + 2e - H 2 (g)

b. Ion logam alkali (IA) dan alkali tanah (IIA) tidak direduksi, yang direduksi air.• 2H 2 O (aq) + 2e - →H 2 (g) + 2OH -

(aq)

c. Ion logam lain (misalnya Al3 +, Ni2 +, Ag + dan lainnya) direduksi. Contoh:• Al3 +

(aq) + 3e - →Al (s)

• Ni + (aq) + 2e - →Ni (s)

• Ag + (aq) + e - →Ag (s)

Jenis –jenis Elektroda

A. Elektroda Inertelektroda yang tidak ikut bereaksi dalam reaksi kimia yang terjadi.Contoh elektroda inert: platina

Sebuah sel dari sistem Fe3+ + e Fe2+

Pt I Fe3+ (x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+ (b M) I Pt

B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium1. Elektroda Kalomelraksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I) klorida, Hg2Cl2 (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1 m atau KCl jenuh.Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.

• Pt, H2 (1 bar)| H+ || Cl‑ | Hg2Cl2(s)|Hg

• Reaksi elektroda :reaksi di katoda : ½ H2 → H+ + e-

reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e → Hg + Cl-

Reaksi keseluruhan : ½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s) → H+ + Cl- + Hg

• Reaksi elektroda :reaksi di katoda :

½ H2 → H+ + e-

reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e →Hg + Cl-

Reaksi keseluruhan : ½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s)→H+ +

Cl- + Hg

Penerapan elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari

• Elektroplatting  • Pembuatan Aluminium • Pembuatan Magnesium• Penyulingan Tembaga   • Elektrolisis Brine

Stoikiometri Elektrolisa

• Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda).

• Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.

• Hukum Elektrolisis Faraday: jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektroda berbanding lurus dengan jumlah aliran muatan yang melewati sel

• Konstanta Faraday (F) = 9,65 x 104 C/mol e)

w ~ Qw ~ I.tw = e.I.t== w = massa zat yang diendapkan (g).

Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C)e = tetapan = (gek : F)I = kuat arus listrik (A).t = waktu (dt).F gek = massa ekivalen zat (gek).Ar = massa atom relatif.n = valensi ion.F = bilangan faraday = 96 500 C.