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)