Kimia2
-
Upload
amaen -
Category
Technology
-
view
19.157 -
download
7
Transcript of Kimia2
KIMIA
SEL ELEKTROKIMIA
Disusun Oleh :
DWI RETNO FERDIANSYARI
03 / XII IA3
SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP
TAHUN AJARAN 2009 – 2010
Jl. Urip Sumoharjo Kota Sumenep.
1
+
SEL ELEKTROKIMIA
A. SEL VOLTA
1. Definisi sel volta
Sel volta merupakan suatu perangkat yang mengubah energi suatu reaksi redoks
spontan menjadi energi listrik. Conth penggunaan baterai dan aki.
2. Sel volta atau sel galvani
Alessandro Volta (1745-1827) menemukan bahwa suatu reaksi kimia dapat
menghasilkan energi listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Luigi
galvani ( 1737 – 1798 ) mengamati bahwa kodok yang dibedahnya bergetar krtika dua
logam yang berbeda ditusukkan kedalamnya dan saling dihubungkan. Awalnya, Galvani
menduga bahwa getaran ini ditimbulkan oleh listrik yang berasal dari tubuh binatang
tersebut. Namun hipotesis ini tertolak ketika volta mengulangi eksperimen yang sama
pada saat cuaca cerah ( sehingga tidak ada petir ) ternyata ia memperoleh hasil yang
sama, volta menarik kesimpulan bahwa arus listrik timbuk dari kedua logam tersebut.
Pada tahun 1799 ( ketika ia bekerja di Universitas Pavia ) volta berhasil merancang alat
yangmengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta.
a. Proses Sel Volta
Dalam suatu sel volta selalu terdapat dua elektrode yaitu katode ( Kutub
Positif ) dan anode ( Kutub Negatif)
Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut :
Reaksi oksidasi (anode) : Reaksi oksidasi ( anode ) : Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2e-
Reaksi reduksi ( katode ) : Cu2+
(aq) + 2e- → Cu (s)
Reaksi Sel : Zn (s) + Cu2+
(aq) → Zn2+
(aq) + Cu (s)
Penulisan reaksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambang sel
tersebut Zn (s)│Zn2+
(aq)║Cu2+
(aq)│Cu (s)
Reaksi oksidasi diruas kiri (anode) dan reaksi dan reaksi redoksi di ruas kanan
(katode) keduanya dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║) berfungsi menyeimbangkan
muatan pada setiap larutan.
b. Perhitungan Potensial Sel
Potensial sel merupakan selisih potensial listrik antara elektrode yang mendorong
elektron mengalir yang di sebabkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode
elektrode.
Potensial elektrode merupakan potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode
dengan elektrode hidrogen. Oleh karena itu, potensial atom hidrogen disebut juga
potensial elektrode standar.
2H+ (IM) + 2e
- → H2 (g); E
o = O volt
2
1) Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami
oksidasi ), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif.
Contoh : Co2+
(aq) + 2e- → (ucs); E
o = O volt
2) Adapun unsur yang mengalami reaksi oksidasi dengan hidrogen ( hidrogen
mengalami redoksi ) potensial redoksi unsur tersebut diberi tanda positif
Contoh : Ni2+
(aq) + 2e- → Ni (s); F
o = - 0,25 volt
Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan volmeter atau potensial
meter dan juga dapat dihitung berdasarkan data potensial (katode) dan potensial
elektrode negatif (anode)
Esel = Eo
reduksi - Eo
oksidasi Esel = Eo
katode - Eoanode
c. Berlangsungnya suatu reaksi redols
Suatu reaksi dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial positif antara kedua
setengah reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi redoks dapat berjalan spontan apabila
Eosel > O (+). Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi logam
pada deret volta. Deret volta merupakan urutan unsur-unsur yang di susun
berdasarkan data potensial reduksi. Reduksi
Li K Ba Ca Na Mg Ac Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H)
Cu Hg Ag Pt Au
Reaksi pendesakan logam dapat dituliskan sebagai berikut
L(s) + M+ (aq) → L
+ (aq) + M(s)
3. Kegunaan sel utama dalam kehidupan sehari-hari
a. Aki (akumolator)
Aki banyak digunakan untuk kendaraan bermotor karena dapat menghasilkan listrik
cukup besar dan dapat di isi kembali. Sel aki terdiri atas lempeng Pb sebaga anode
dan lempeng PbO2 sebagai katode. Adapun larutan H2SO4 digunakan sebagai
elektrolit. Sel ini dapat disetrup kembali (diisi ulang) untuk mengemabalikan
konsistensi asam solfait berikut persamaan reaksinya
2PbSO4 (aq) + 2H2O (i) → Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq)
b. Baterai Biasa atau sel kering
Merupakam baterai yang terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode
dan batang karbon inert (tidak reakif) yang berfungsi sebagai katode. Seng tersebut
berisi pasta dari campuran baatu kawi (MnO2), salmiak (NH4Ce), karbon (C), dan
sedikit air. Permukaan katode (karbon), MnO2 mengalami reduksi yaitu :
Anode : Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2e-
Katode: 2MnO2(s) + 2NH4 + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O
Zn(s) + 2NH4 + (aq) + 2MnO2(s) → Zn2+
(aq) + Mn2O3(5) + 2NH3(aq) + H2O(e)
c. Bateri Alkali
3
Merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada jenis
elektrolitnya. Elektrolitnya berupa besi yaitu KOH dan NaO. Larutan KOH
menggantikan NH4Ce (bersifat asam) reaksi pada electrode alkali sama dengan
baterai biasa yaitu oksidasi seng dan reduksi mangan dioksida (MnO2), tapi hasilnya
berbeda.
Reksinya adalah :
Anode : Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(e) + 2e
-
Katode : 2MNO2 (s) + H2O (e) + 2e- → Mn2O3 (s) + 20H
-(aq)
B. SEL ELEKTROLISIS
1. Definisi
Rangkaian alat yang menunjukkan kimia akibat dialirkannya arus listrik
2. Ilmuan yang Menemukan Metode Elektrode
Seorang ilmuwan yang bernama Sir Humphry davy yang menemukan tentang
metide elektrolisis kemudian dikembangkan oleh seorang ilmuwan yang berasal dari
inggris yaitu Michael Faraday, dimana ia mengalirkan arus listrik kedalam larutan
elektrolit dan ternyata larutan tersebut mengalami reaksi kimia. Electrode pada sel
elektro elektrolisis berbeda berbeda dengan electrode sel volta dimana katode merupakan
kutub negative dan anode merupakan kutub positif
3. Reaksi Elektrolisis
Kalian (ion positif) dari larutan elektrolit tertarik kekatode yang kemudian
mengalami readuksi dan atom menjadi netral. Anion (ion negatif) tertarik ke anode dan
teroksidasi menjadi atom netral.
Berdasarkan potensial electrode standartnya, maka digunakan untuk menamakan
reaksi di katode dan anode pada sel eletrolisis yaitu :
a. Reaksi pada katode (reduksi terhadap kation)
1. Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al3+
, Mn dan ion-ion logam yang memiliki Fo
< - 0,83 volt tidak direduksi terjadi pada pelarut air
2H2O(e) + 2e- → 2OH
- (aq + H2(q))
2. Ion-ion logam yang memiliki Eo> 0,83 volt di reduksi menjadi logam
Ln+
(aq) + ne-→L(s)
3. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hydrogen (H2)
2H+
(aq) +2e- → H2(q)
4. Elektrolisis leburan (cairan) elektrolit tanpa, ion-ion logam pada urutan (1) diatas
mengalami reaksi :
Ln+
(aq) + ne → L(s)
b. Reaksi pada anode (oksidasi terhadap) anion
1. Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum (SO42-
dan
NO3-) tidak dapat dioksidasi pada pelarut (air) terbentuk O2.
4
2H2O(e) → 4H+
(aq) + O2(g) + 4e-
2. Ion-ion halide ( x- ) dioksidasi mengadi gas halogen (X2)
2x-(aq) → x(2(g) + 2e
-
3. Ion OH-(basah) dioksidasi mengadi gas oksigen (O2)
4OH-(aq) →2H2O(e) + O2(g) + 4e
-
4. Proses penyembuhan & pemurnian logam dipakai suatu logam (sebagai anode)
sehingga mengalami oksidasi menjadi ion yang larut.
L(s) → Ln+
(aq) + ne-
c.
4. Macam-macam electrode yang digunakan pada elektosis yaitu :
Elektrode enert yaitu electrode yang tidak dapat bereaksi (pt,C,Au)
Electrode tidak inert yaitu electrode yang dapat beraksi (Cu dan ag), dimana yang
teroksidasi pada anode :
L(s) → Ln+
(aq) + ne-
5. Hukum Faraday
Hukum I Faraday
Michael Faraday menemukan tentang hubungan antara arus listrik dan zat yang
dihasilkan melalui Hukum Faraday I yang menyatakan bahwa massa zat yang
diendapkan atau di larutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan
massa molar zat tersebut.
Rumus Faraday I
Keterangan :
W : massa zat yang dihasilkan (g)
I : kuat arus listrik (ampere)
T : waktu (sekon)
F : tetapan Faraday, if : 96.500 coolomb
Hukum II Faraday
Setiap larutan mendapatkan arus listrik yang sama sehingga dari setiap larutan akan
dihasilkan massa zat yang ekuivalen (brek) sama
konstan
Rums Faraday II
6. Kugunaan sel Elektrolisis dalam Industry
1. Pembuatan gas
5
Sel electrosis digunakan dalam pembuatan gas, misalnya pembuatan gas oksigen
hydrogen dan klorin. Elekrolisis air menghasilkan gas oksigen pada salah satu
electrode dan gas hydrogen pada electrode lainnya
2. Penyepuhan
Penyepuhan ini berfungsi untunk melindungi logam terhadap korosi atua untuk
memperbaiki penampilan. Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel
dengan elektrolit larutan dan electrode reaktif.
6
Daftar Pustaka
Sutresno, Nana. 2007. Cerdas Belajar kimia kelas xii. Bandung. Grafindo kasnan, lilik. 2006.
Kreatif. Klaten. Viva pakarindo.