1 / 26

ELEKTROKIMIA

ELEKTROKIMIA. SMA MAARIF NU PANDAAN RINSTISAN SEKOLAH KATEGORI MANDIRI 2008. ELEKTROKIMIA. Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar. Indikator. Sel Elektrokimia. Hukum Faraday. Korosi. Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar. STANDAR KOMPETENSI :

meghan
Télécharger la présentation

ELEKTROKIMIA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. ELEKTROKIMIA SMA MAARIF NU PANDAAN RINSTISAN SEKOLAH KATEGORI MANDIRI 2008

  2. ELEKTROKIMIA Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar Indikator Sel Elektrokimia Hukum Faraday Korosi

  3. Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar STANDAR KOMPETENSI : 2. Memahami reaksi reduksi dan oksidasi dan sel elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari. KOMPETENSI DASAR: 2.2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam industri

  4. Indikator • INDIKATOR: • Menggambarkan susunan sel Volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi tiap bagiannya • Menuliskan lambang sel dari reaksi – reaksi yang terjadi pada sel Volta • Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar dan membandingkan hasil pengukuran dengan hasil perhitungan • Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan berdasarkan hasil pengamatan • Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta • Menjelaskan prinsip sel – sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan • Menuliskan reaksi yang terjadi pada katode dan anode dari elektroda suatu larutan atau cairan • Merancang dan melakukan percobaan tentang sel elektrolisis • Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian suatu logam

  5. Sel Elektrokimia Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik. Sel Elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu anode dan katode serta larutan elektrolit. Berdasarkan prinsip kerjanya, sel elektrokimia dibedakan menjadi dua yaitu sel Volta ( sel Galvani ) dan sel elektrolisis Dibawah ini disajikan data perbedaan utama antara sel volta dan sel elektrolisis

  6. Sel Volta 1 Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Penemu sel ini seorang ahli kimia berkebangsaan Italia adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745 – 1827 ) dan Lugini Galvani ( 1737 – 1798 ) Reaksi yg terjadi : Katode : Reduksi : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) Anode : oksidasi : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

  7. Oksidasi pada anode Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Reduksi pada katode a. Diagram Sel Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis, harus ditentukan dahulu logam yang bertindak sebagai katode dan anode Perhatikan reaksi dibawah ini : Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut : Zn(s), Zn2+(aq)Cu2+(aq) + Cu(s), Eo = 1,1 volt

  8. Latihan Soal • Bagaimana cara menuliskan diagram sel untuk reaksi Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s), yang berlangsung pada keadaan standar dan konsentrasi masing – masing larutan 0,2 M. • Diketahui diagram sel seperti dibawah ini • Co(s) Co2+(aq)  Ni2+(aq)  Ni(s) • Tuliskan persamaan reaksi selnya • Tentukan logam yang bertindak sebagai katode dan sebagai anode

  9. b. Potensial Elektode Standar Potensial elektrode adalah perbedaan potensial diantara kedua sel tersebut. Oleh karena harga potensial elektrode tidak dapat diukur, maka harus digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar. Elektrode pembanding yang biasanya digunakan adalah elektrode hidrogen karena dianggap memiliki harga potensial elektrode sama dengan nol. Example : Suatu sel Volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode hidrogen standar. Voltmeter menunjuk angka 0,34 volt. Berapakah harga potensial elektrode Cu ? Jawab : Eosel = Eodi katode – Eodi anode Eosel = EoCu2+ l Cu – EoH2 l H+ 0,34 = EoCu2+ l Cu – Eo 0 0,34 = EoCu2+ l Cu Katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) Anode : H2(g)  2H+(aq) + 2e

  10. c. Potensial Sel Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada persamaan dibawah ini : Eosel = Eoyang mengalami reduksi – Eo yang mengalami oksidasi Ket. : reaksi berlangsung apabila Eo sel mempunyai harga positif

  11. Selain itu kita bisa juga menggunakan deret tegangan logam yang lebih dikenal dengan “deret Volta logam”. Dimana fungsi dari deret logam volta adalah untuk mengetahui apakah reaksi tersebut bisa berlangsung spontan atau tidak, jadi unsur yang berada di kiri mampu mereduksi unsur yang berada disebelah kanannya. Adapun deret volta seperti dibawah ini : Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Zn – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt - Au Example : 1. Apakah reaksi : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu dapat berlangsung Jawab : Oksidasi Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu reduksi

  12. Cara I : Reaksi kita bagi atas 2 buah setengah reaksi, yaitu : Oksidasi : Zn  Zn2+ + 2e ; Eo = +0,76 volt Reduksi : Cu2+ + 2e  Cu ; Eo = +0,34 volt Jumlah : Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu ; Eosel = +1,1 volt Harga Eo positif, berarti reaksi dapat berlangsung Cara II : Dengan menggunakan rumus : Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi Eosel = EoCu – EoZn Eosel = +0,34 – ( – 0,76 ) Eosel = +1,1 volt Harga Eo positif berarti reaksi dapat berlangsung

  13. Latihan Soal • Dengan melihat daftar harga potensial elektrode standar, tentukan potensial sel dari : • Mg/Mg2+ // Zn2+/Zn • Ni/Ni2+ // Cu2+/Cu • Cr/Cr2+ // Ni2+/Ni • Mg/Mg2+ // Ni2+/Ni • Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu

  14. d. Macam – macam Sel Volta Sel Volt dibagi menjadi 2, yaitu : 1. Sel Volta Primer : sel yang tidak bisa diisi kembali • Sel kering seng karbon atau baterai • Baterai alkaline • Baterai merkuri • Baterai perak oksida 2. Sel Volta Sekunder : sel yang bisa diisi kembali • Aki timbal • Sel nikel - kadmium • Sel bahan bakar

  15. Sel Elektrolisis 2 Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Biasanya senyawa yang dielektrolisis berupa senyawa yang bersifat elektrolit. Sel elektrolisis banyak digunakan dalam pelapisan logam Reaksi yang terjadi pada elektrode – elektrode Sel Elektrolisis

  16. Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya : • Penyepuhan atau pelapisan Logam ( Elektroplating ) • Pemurnian logam • Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya pembuatan F2 dengan elektrolisis HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan MgCl2 • Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya pembuatan NaOH dari elektrolisis larutan NaCl dan KClO3 dari elektrolisis larutan KCl.

  17. Latihan Soal Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila larutan dibawah ini dielektrolisis • Larutan Natrium Sulfat • Larutan Asam Nitrat • Larutan Kadmium Sulfat

  18. Hukum Faraday Dalam sel elektrolisis juga dapat ditentukan banyaknya logam yang akan direduksi di katode. Penghitungan tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan hukum Faraday. Faraday mengatakan “bahwa jumlah perubahan kimia yang dihasilkan dalam suatu proses elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan”. Sehingga perumusan tersebut dapat ditulis sebagai berikut : W  F atau W = e . F Keterangan : 1 F ( Faraday ) = 1 mol elektron = 96.500 coulomb ( C ) 1 coulomb = 1 Ampere ( A ) x 1 detik ( det ) Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan waktu selama t detik, maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I adalah

  19. Hukum Faraday II

  20. Example : Larutan AgSO4 pekat dielektrolisis menggunakan elektrode Pt dengan kuat arus 15 ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak yang mengendap, apabila diketahui Ar Ag = 108 Jawab i = 15 A t = 25 menit = 25 X 60 detik = 1.500 detik

  21. Latihan Soal • Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 mL larutan CuSO4 1 M. Berapakah waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat arus 40 A. • Pada elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2,24 L gas hidrogen ( STP ). Jika jumlah muatan yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat. Hitung berapa gram perak yang mengendap di katode. ( Ar Ag = 108 ) • Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng, ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0,4 Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion tersebut. Hitunglah massa perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap. • Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa menit waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 0,20 gram krom dalam elektrolisis krom (II) klorida ?

  22. Korosi Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan – lahan dan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia. Reaksi yang terjadi pada proses korosi : 2Fe + O2 2FeO 2FeO + ½O2  Fe2O3 atau 4FeO + O2  2Fe2O3 Korosi ini terjadi karena senyawa feri oksida sangat mudah membentuk kompleks dengan air sehingga terbentuk Fe2O3.H2O, dan senyawa tersebut dikenal dengan istilah karat besi. Beberapa faktor yang menyebabkan korosi, yaitu : 1. Air 2. Udara 3. Gas CO2 4. Gas SO2

  23. Pencegahan Korosi : 1. Perlindungan Mekanis Perlindungan mekanis dilakukan supaya permukaan logam tidak berhubungan dengan oksigen dan air di udara. Misalnya dicat, diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain a. Besi yang dilapisi Seng Besi ( Eo = -0,44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( Eo = -0,76 V ) daripada dilapisi dengan timah ( Eo = -0,14 V ). Karena apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO2 di udara dan partikel – partikel lain akan terjadi sel volta mini. Dimana Zn menjadi anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi lebih dahulu karena Eo-nya lebih kecil dari pada Fe sehingga korosi elektrolitik tidak terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut : Anode ( - ) : Zn  Zn2+ + 2e Katode ( + ) : 2H2O + 2e  H2 + 2OH-

  24. 2. Perlindungan Elektrokimia Perlindungan elektrokimia bertujuan mencegah terjadinya korosi elektrolitik ( reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam ). Perlindungan elektrokimia ini disebut juga perlindungan katode ( proteksi katodik ) atau pengorbanan anode ( anodaising ) Contoh – contoh proteksi katodik • Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan dengan logam Mg ( berupa lempeng ) • Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara dengan lempeng magnesium • Baling – baling kapal laut

  25. Latihan Soal • Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi • Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi ? Jelaskan • Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ? Sebutkan contohnya.

  26. Thank You ! Web Kimia = http://teacher/swd Web Kelas XII IPA1 = http://teacher/cl@sic E-mail : mohammad_suwandi@yahoo.co.id

More Related