elektrokimia KD2

ElektrokimiaApa itu elektrokimia?

Bidang ilmu yang mempelajari perubahan kimia yang disebabakan oleh energi listrik serta reaksi kimia yang menghasilkan listrik

Elektrokimia is….

Lanjut…

Reaksi apa saja?

Semua reaksi elektrokimia yang menyangkut perpindahan elektron yaitu reaksi oksidasi reduksi

Sel elektroda terdiri atas 2elektroda dan elektrolit. Kedua elektroda dihubungkan oleh penghantar luar. Elektroda dapat juga atau tidak berperan dalam reaksi sel. Setiap elektroda&elektrolit sekitarnya membentuk “setengah sel”.

Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam yang berfungsi sebagai tempat mengalirnya arus yang diangkut oleh ion.Sel Galvani dapat menghasilkan energy listrik sebagai hasil reaksi kimia yang berlangsung spontan. Dalam sel elektrolisis, arus listrik dari luar sel akan melangsungkan reaksi yang tidak spontan.

Sel GalvaniKatoda: positif

Anoda: negatif

Sel elektrolisisKatoda: negatif

Anoda: positif

Sel Daniell

Elektroda Zn

Jembatan garam

Seng sulfat Larutan

CuSO4

Elektroda Zn (oksidasi) yang dicelupkan dalam seng sulfat

Elektroda Cu (reduksi) dicelupkan dalam CuSO4

Bila kutub Zn dihubungkan dengan batang Cu

Oksidasi : Zn Zn2+ + 2e-

Reduksi : Cu2+ + 2e- Cu

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Jika kutub sel Daniell dihubungkan dengan alat pengukur voltase dan tidak ada arus keluar dari sel maka terdapat perbedaan potensial 1,10 volt. Potensial ini disebut ”Daya Gerak Listrik (DGL)”

Lanjutan Sel Daniell…

ELEKTRODA

Elektroda merupakan sisitem dimana batang logam dicelupkan kedalam larutan elektrolit dari logamnya

Simbol L/ Ln+

Contoh: elektroda AgAg

AgNO3

Ag

Potensial oksidasi:Zn(s) Zn2+ + 2e- :Eo

oks

Ag(s) Ag+ + e- :Eooks

Potensial reduksi:Cu2+ + 2e- Cu ;Eo

red

2H+ + 2e- H2 ;Eored

Ag+ + e- Ag ;Eored

Potensial oksidasi = - potensial reduksi

Elektroda Pembanding

1. Elektroda Hidrogenpengukuran potensial elektroda dengan menggunakan elektroda hidrogen:

Dengan M adalah Zn

Lanjut…

Dengan M = Zn besarnya potensial yang ditunjukkan voltmeter adalah 0,7628 voltDari percobaan tersebut ternyata:1. Arah arus listrik pada kawat penghantar dari

elektroda hidrogen menuju elektroda Zn2. Besarnya potensial yang ditunjukkan

voltmeter=0,7628 volt

Arah aliran elektron dari elektroda Zn menuju elektroda hidrogen.Pada Zn terjadi oksidasi : Zn(s) Zn2+ + 2e- Pada hidrogen terjadi reduksi : 2H+ + 2e- H2

Potensial oksidasi elektroda Zn/ Zn2+ =0,7628 volt berarti potensial reduksi dari elektroda Zn/ Zn2+ yaitu Eo Zn/ Zn2+ =-0,7628 v Beda potensial = potensial tinggi-potensial rendahPotensial tinggi adalah potensial elektrode yang bermuatan positif yang dapat dilihat dari arah arus listrik,dimana arah arus listrik adalah dari potensial tinggi ke potensial yang lebih rendah

Karena arah arus listrik dari elektroda hidrogen menuju elektroda Zn berarti yang bermuatan positif adalah elektroda hidrogen

Jadi, potensial elektrodaa hidrogen lebih tinggi daripada potensial elektroda Zn. Besarnya selisih ditunjukkan oleh voltmeter yaitu sebesar 0,7628 volt.

Potensial elektroda standar elektroda hidrogen : Eo Pt, H2 / H+ Potensial standar elektroda Zn= EoZn/Zn2+

Karena potensial elektroda standar hidrogen=0, maka: 0,7628 v= 0- EoZn/Zn2+ EoZn/Zn2+ = -0,7628 vjadi,potensial standar elektroda Zn =-0,7628 v

Potensial Elektroda Standar

P.E.S dari suatu dari elektroda adalah daya gerak listrik suatu sel terdiri dari elektroda ayng dicelupkan kedalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hidrogen standar.

IUPAC menetapkan untuk menggunakan potensial reduksi atau potensial elektroda:

Untuk sel:

a. Pt, H2 HCl (1M) CuSO4 Cu

b. Pt, H2 HCl (1M) ZnSO4 Zn

a. Eosel = Eo

Cu – EoH2

0,34 = EoCu – 0

EoCu= 0,34 volt

b. Eosel = Eo

Zn – EoH2

-0,76 = EoZn – 0

EoZn = -0,76 volt

Elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah reaksi:

Dan ditetapkan potensial elektroda = 0,0 v pada 25o.PES dari suatu logam adalah beda potensial antara elektroda hidrogen standar dengan setengah sel yang terdapat logam yamg tercelup dalam larutannya dengan konsentrasi 1M pada 25o atau Pt, H2(g) 2H+(aq) Mn+(aq) M(s)

Contoh:Suatu sel dengan diagram berikut :

Cd(s) Cd2+(aq)2H+(aq) H2(g) ,Pt

Mempunyai DGL 0,40 volta. Tulis reksi pada elektrodab. Tulis reaksi selc. Hitung potensial elektroda standar

The answer is..

a. Anoda : Cd(s) Cd2+ (aq) + 2ekatoda : 2H+ (aq) + 2e H2(g)

b. Reaksi sel adalah jumlah reaksi anoda+ reaksi katoda: Cd(s)+ 2H+ Cd2+ (aq) + H2(g)

c. Eo sel = Eo katoda- Eo anoda0,40 = Eo H2- Eo Cd Eo Cd = -0,40

Oksidator + n e- Reduktor Harga Eo adalah untuk reaksi reduksi yang berlangsung dari kiri ke kanan. Harga potensial elektrode menentukan kecenderungan berlangsungnya reaksi dari kiri ke kanan. Makin besar harga Eo (makin positif), makin mudah reaksi berlangsung ke kanan, maka Cu2+ lebih mudah direduksi menjadi Cu (Eo=0,34 volt) daripada Zn2+ yang direduksi menjadi Zn (Eo=-0,76 volt);atau dapat disimpulkan:

Zn adalah reduktor yang lebih baik (kuat) daripada CuCu2+ adalah oksidator yang lebih kuat daripada Zn2+

Zn(s) Zn2+(aq) Cu2+

(aq) Cu(s)

Sel Daniell dapat dinyatakan dengan:

Eo sel = Eo katoda – Eo anoda

Reaksi sel = jumlah kedua reaksi;

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Jika menggunakan elektroda inert, misalnya untuk reaksi sel:

Fe3+(aq) + I-

(aq) Fe(s) + ½ I2(g)

Maka sel dinyatakan sebagai:

Pt 2I-(aq); H2(g) Fe3+(aq)+ Fe2+(aq) Pt; Eo =0,24 volt

Potensial setengah sel Zn2+ (aq) Zn adalah perbedaan potensial sel; Pt, H2(g) 2H+(aq) Zn2+(aq) Zn(s) ; Eo =-0,763 v dengan reaksi;½H2 + ½ Zn2+ H+ + ½ Zn

Potensial setengah sel Cl- AgCl ; Ag adalah perbedaan potensial sel Pt, H2 H+ Cl- AgCl , Ag dengan reaksi: ½ H2 + AgCl H+ + Cl- + Ag

Manfaat Potensial Elektroda

1. Membandingkan kekuatan relatif oksidator dan reduktorcontoh : Li+ + e Li(s) Eo =-3,15 volt

½ F2 + e F- (s) Eo = +2,78 volt F2 adalah oksidator yang lebih kuat dari Li+

Li adalah reduktor yang lebih kuat daripada F- 2. Menghitung DGL sel

DGL sel adalah selisih aljabar antara dua potensial elektroda.contoh: Zn(s) Zn2+

(aq) Cu2+(aq) Cu(s)

Eosel = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = Eokatoda – Eoanoda

= 0,34- (-0,76) = 1,10 volt3.Meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung/tidak

ΔG =-nFE suatu reaksi berlangsung spontan jika:

ΔG<0 atau E>0 contoh :MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O Eo =+1,52 vFe 3+ + e Fe 2+ Eo =+0,77vOleh karena itu Eopositif reaksi berlangsung spontan.

Pengaruh Sel Konsentrasi dan Suhu Pada Nilai Potensial

1. Konsentrasi jika konsentrasi M+ (ion logam) bertambah maka potensial elektroda menjadi makin positifjika konsentrasi ion logam berkurang maka potensial elektroda menjadi makin kurang positif

2. Suhupotensial elektroda makin positif jika suhu bertambah dan begitu pula sebaliknya. Pengaruh konsentrasi dan suhu pada potensial elektroda ditunjukkan oleh persamaan Nernst

Oksidant + ne reduktant

E=PE dalam volt R=tetapan gas (8,314J/Kmol)Eo=PES dalam volt T=suhu oKF = tetapan Faraday (96500 C)Sel dengan reaksi: Zn(s) + Cu2+

(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Eosel = Eoelektroda kanan-Eoelektroda kiri

Contoh: Co2+ + 2e Co Eo = -0,277 volt Ni2+ + 2e Ni Eo = -0,25 volt

Co Co2+ (1M) Ni2+ (1M) NiReaksi sel: Co + Ni2+ Co2+ + Ni

Eo= EoNi2+/Ni - EoCo2+/Co

= -0,250 + 0,277 = + 0,027 volt

Persamaan NernstReaksi redoks dengan persamaan umum:aA + bB cC + dD Persamaan Nernst:

Pada 298oK:

Maka:

Untuk sel dengan reaksi: Co + Ni2+ Co2+ + Ni

• Reaksi sel dapat dikalikan dengan suatu bilangan tanpa merubah harga DGLa. Jika [Co2+]= 0,01M ; [Ni2+]= 1M

Esel = 0,03 + 0,059 = 0,089 volt

b. Jika [Co2+]= 1M ; [Ni2+]= 0,01M

Esel= 0,03- 0,059= -0,03 volt

Harga DGL negatif menunjukkan reaksi yang terjadi:Co2+ (1M) + Ni Co + Ni2+ (0,01M)

Example: untuk reaksi sel: Zn + 2H+ Zn2+ + H2 Eo =0,76 VJika PH2 tetap pada 1 atm berapa harga Esel jika;a) [Zn2+ ]=10-2 M [H+]= 1Mb) [Zn2+ ]=1 M [H+]= 10-2 M

Answer:

= 0,76 + 0,059= 0,819 volt

= 0,76- 0,118= 0,64 volt

Kesimpulan: jika [Zn2+] berkurang Esel bertambahjika [H+] berkurang Esel berkurang

LatihanDiketahui: Mg2+ + 2e Mg Eo = -2,36 Volt

Cu2+ + 2e Cu Eo = + 0,34 voltHitunglah DGL sel pada suhu 25oC jika [Mg2+]=0,01M dan [Cu2+]= 0,001M

Key: Esel= +2,67 volt

Sel KonsentrasiPada sel konsentrasi digunakan dua elektroda yang sama namun konsentrasi larutannya berbeda.Zn Zn2+ (10-3M) Zn2+ (10-1M) ZnReaksi anoda: Zn Zn2+(10-3M)Reaksi katoda: Zn2+(10-1M) ZnReaksi sel : Zn2+(10-1M) Zn2+(10-3M)

= 0+ 0,059= 0,059 volt

Dalam sel terjadi suatu reaksi spontan untuk menyamakan konsentrasi. Meskipun PES dari sel adalah 0 (nol) tetapi terdapat potensial untuk menyediakan aksi tersebut.

Contoh: Cu Cu2+ (0,01M) Cu2+ (0,1M) Cu

= 0,0295 volt

Elektroda dalam larutan pekat merupakan katodaElektroda dalam larutan encer merupakan anoda

Menghitung pH

Contoh:1. Diketahui suatu sel volta yang terdiri dari elektroda

seng dan elektroda hidrogen Zn2+ + 2e- Zn(s) Eo = -0,76 volt 2H+ + 2e- H2 Eo = 0 voltjika potensial sel ini 0,46 volt pada suhu 25oC dan

[Zn2+]=1M, PH2 =1 atm, hitunglah pH larutan disekitar elektroda hidrogen!Answer: Zn + 2H+ Zn2+ + H2

Eosel = 0- (-0,76 volt)

= 0,76 volt

Lanjutan…

DGL dan Energi Bebas

Energi listrik yang dihasilkan oleh sel Galvani / sel volta adalah sama dengan pengurangan energi bebas:

-ΔGo= nFE ΔGo =-nFE

Contoh: Zn(s) Zn2+(aq) (1M) Cu2+

(aq) (1M) Cu(s)

Eo =1,10 voltΔGo = -2(96500)(1,10) joule = -212300 joule = -212,3 kJ

Harga ΔG° negatif menunjukkan bahwa reaksi sel tersebut: Zn(s) + Cu2+

(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

reaksi ini berlangsung secara spontan.

Maka: suatu sel redoks yang memiliki DGL sel positif (ΔG°=negatif) akan berlangsung spontan

Contoh: hitung perubahan energi bebas standar untuk reaksi:I2 + Cl- + 2OH- 2I- + ClO- + H2O

Diketahui: EoI2 /I- = 0,535 volt Eo ClO-/Cl- = 0,89 volt

ΔG°= -nFE = -2 x 96500 x (-0,355)joule = 685,15 kJ

Harga Eosel yang negatif, energi bebas (ΔG°) positif jadi,reaksi tidak berlangsung secara spontan

Contoh:DGL sel Zn ZnCl2(0,05M) AgCl(s); Ag adalah 1,015 volt pada suhu 298oK. Tulis reaksi sel yang terjadi dan hitunglah energi bebasnya!

Reaksi anoda: Zn Zn2+ + 2eReaksi katoda: 2AgCl(s) + 2e 2Ag + 2Cl- Reaksi sel : Zn +2AgCl(s) 2Ag + Zn2+ + 2Cl-

ΔG= -nFE° = -2 x 96500 x 1,015 = -195900 joule/mol =-195,9 kJ/mol

Ada dua macam sel yang bekerja berdasarkan prinsip Galvani dan prinsip sel Volta.Pada 1797 Luigi Galvani menemukan bahwa listrik dapat dihasilkan oleh reaksi kimia.Pada 1800 Allesandro Volta membuat sel praktis pertama menghasilkan listrik berdasarkan reaksi kimia.

Sel Volta

1. Sel Primersetelah salah satu komponen habis terpakai tidak dapat mengubah kembali menjadi reaksi partikel

Contoh:1. Sel Daniell

Zn(s) Zn2+(aq) Cu2+

(aq) Cu(s)

Reaksi Anoda : (-) Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

Reaksi Katoda: (+) Cu2+(aq) + 2e Cu(s)

2. Sel Konsentrasi Ag Ag+ (0.06M) Ag+ (0,5M)

AgReaksi Anoda : Ag Ag+ (0,05M) +eReaksi Katoda: Ag+ (0,5M) + e Ag

3. Sel Ion Dengan Bilangan Oksidasi Yang Berubah-ubah(a) Pt Fe2+ (xM), Fe3+(yM) Ce4+ (wM), Ce3+ (zM) Pt

Reaksi Anoda : Fe2+ Fe3+ + e Reaksi Katoda: Ce4+ + e Ce3+ (b) Pt Fe2+ (xM), H2SO4 MnO4 (yM), H2SO4 Pt Reaksi Anoda : Fe2+ Fe3+ + e Reaksi Katoda: MnO4

-+ 8 H++ 5e Mn2+ + 4H2O

4. Sel Kering Zn: MnO2, NH4Cl, ZnCl2 (pasta): C (grafit) Reaksi Anoda : (-) Zn Zn2+ +2e Reaksi Katoda: (+) (a) 2NH4

+ +2e 2NH3 + H2 (b) H2+2 MnO2 Mn2O3+H2O

5. Sel Bervoltase tetapCd Cd+ (jenuh),CdSO4(s) Hg2

2+ (jenuh), HgSO4 HgReaksi Anoda : Cd Cd2+ + 2eReaksi Katoda: Hg2

2+ +2e 2HgReaksi Sel : Cd + Hg2

2+ Cd2+ + 2Hg

2. Sel Sekundersel ini disebut “sel penyimpan”reaksi sel adalah reaksi reversibelcontoh:

a. Sel Penyimpan Timbal (aki) Pb H2SO4 (Bj±1,30) PbO2

Reaksi Anoda(-)Pb(s) + HSO4- PbSo4(s)+H++2e

Reaksi Katoda(+)PbO2+HSO4-+3H++2e PbSO4

+2H2O Reaksi sel: Pb(s)+PbO2 +2HSO4

-+2H+ 2PbSO4 +2H2O

Pada “ pengisian” aki, 2PbSO4 + 2H2O+ energi listrik Pb(s)+ PbO2 +

HSO4- +2H+

2. Sel Edison Fe KOH(20%; sedikit LiOH) Ni2O3 H2O Reaksi Anoda(-) Fe(s)+2OH- Fe(OH)2 (s)+2e Reaksi Katoda(+)Ni2O3+3H2O+2e Ni(OH)2+ 2OH- Reaksi sel: Fe(s)+Ni2O3+3H2O Fe(OH)2(s)+ Ni(OH)2

3. Sel Nickel CadmiumCd KOH(20%) Ni2O3 .xH2 O

(-) Cd + 2OH- Cd(OH)2 +2e (+) Ni2O3+3H2O+2e 2Ni(OH)2 +2OH-

Reaksi sel: Cd+Ni2O3+3H2O Cd(OH)2 2Ni(OH)2

4. Sel Bahan Bakar Sel bahan bakar adalah suatu sel Galvani dimana selalu tersedia pereaksi yang dialirkan ke elektroda sehingga sel selalu bekerja secara kontinu.Sel Bacon terdiri dari anoda nikel dan katoda nikel, nikel oksida dengan elektrolit larutan KOH. Elektroda berpori dan gas berdifusi sehingga bersentuhan dengan elektroda.

Reaksi anoda : 2H2 + 4OH- 4H2O+4eReaksi katoda: O2 + 2H2O+4e 4OH- Reaksi sel: 2H2 +O2 2H2O

5. Sel Merkuri Reaksi anoda : Zn+2OH- ZnO+ H2O+2e Reaksi katoda: HgO+H2O+2e Hg +2OH-

Reaksi sel:Zn +HgO ZnO+ Hg

Alat elektrolisis terdiri dari sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan dua elektroda, anoda dan katoda.Pada anoda terjadi reaksi oksidasi sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi.

Elektrolisis…

Reaksi pada elektrodaDari data potensial elektroda, dapat dilihat kecenderungan untuk berlangsungnya kedua proses dibawah ini:

Mn+ +ne MX2 +2e 2X

Reaksi dengan potensial elektroda lebih positif , mudah terjadi. Misalnya dalam larutan yang mengandung ion Cu2+ dan ion Ag+ dengan konsentrasi yang sama, ion yang lebih dahulu mengalami reduksi adalah ion Ag+. Ag+ (aq) +e Ag Eo =+ 0,80 vCu2+ (aq)+2e Cu(s) Eo =+ 0,34 v

Oleh karena itu pada pembentukan ion negatif adalah kebalikan dari pembentukan ion positif maka reaksi oksidasi yang mudah terjadi adalah yang mempunyai elektroda lebih negatif.

I2(aq) + 2e 2I- Eo =+0,54vCl2 (aq) + 2e 2Cl- Eo =+0,36v

Jadi,jika larutan terdapat ion Cl- dan ion I- yang lebih dahulu mengalami oksidasi adalah ion Cl-.Dalam larutan air, air dapat mengalami oksidasi di anoda dan mengalami reduksi di katoda

Reaksinya??

Anoda : H2O 2H+ + ½ O2 + 2eKatoda: H2O+ e ½ H2 + OH-

Perhatikan potensial elektroda berikut!

Na+ (aq) + e Na(s) Eo =-2,71 vH2O+ e ½ H2 + OH- Eo =+0,5 v

Oleh karena itu pada elektrolisis larutan terbentuk oksigen. Demikian halnya jika mengelektrolisis larutan flourida, pada anoda air mengalami oksidasi:

2H+ + ½ O2 + 2e H2O Eo =+1,23 vF2 + 2e 2F- Eo =+2,87 v

Faktor-faktor yang menentukan kimia Elektrolisis

1. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbedacontoh:a) larutan NaCl pekat

anoda: 2Cl- Cl2 +2ekatoda: 2H2O+2e H2 +2OH- reaksi sel: 2Cl- +2H2O Cl2 +H2 +2OH-

b) larutan NaCl yang sangat enceranoda: 2H2O O2 + 4H++4ekatoda: 2H2O +2e H2 + 2OH- reaksi sel: 6H2O 2H2 +O2 + 4H++ 4OH-

2. Komposisi kimia elektroda yang berbeda a) elektroda inert contoh: elektrolisis larutan Na2SO4

anoda: 2H2O O2 + 4H++4e katoda: 2H2O +2e H2 + 2OH-

reaksi sel: 6H2O 2H2 +O2 + 4H++ 4OH- b) elektroda tidak inert (bukan Pt atau Cl)

anoda: Cu Cu2+ +2e katoda:Cu2+ +2e Cu

Hasil elektrolisis dapat disimpulkan sebagai berikut:1. Reaksi katoda (katoda tidak berperan)

a) K+,Ca2+,Na2+,Mg2+ 2H2O +2e H2 + 2OH-

b) H+ dari asam2H + +2e H2

2. Reaksi pada anoda:a) anoda inert:

* OH- basa 4OH- 2H2O + O2 + 4e* Cl-,Br-,I-

2Cl- Cl2 +2e* sisa asam yang lain 2H2O O2 + 4H++4e

b) Anoda tidak inert (bukan Pt atau C) Cu2+ +2e Cu

Elektrolisis dan Aspek Kuantitatif

Adalah Michael Faraday yang berhasil menemukan aspek kuantitatif dari elektrolisis. Dari kedua hukum Faraday yang terkenal itu dapat disimpulkan bahwa:

Jumlah mol zat yang dioksidasi atau direduksi pada suatu elektroda adalah sama dengan jumlah mol elektron yang melalui elektroda tersebut dibagi dengan jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi pada elektroda untuk setiap ion atau molekul zat

Perhatikan reaksi berikut:Ag+ (aq) +e AgCu2+ (aq) +2e CuAl3+ (aq) +3e Al2Cl- (aq) Cl2(g) +2e4OH- (aq) 2H2O(l) + O2 +4e

1mol elektron akan mereduksi dan mengendapkan 1 mol Ag+ atau 0,5 mol Cu2+ atau 0,33 mol Al3+.Pada oksidasi 2 mol Cl- menjadi 1 mol Cl2, melepaskan 2 mol elektron.Pada oksidasi 4 mol OH- menghasilkan 2 mol H2O dan 1 mol O2 melepaskan 4 mol elektron.

Muatan 1 mol elektron 6,0229 x 1023 x 1,6021 x 10-9 = 96489 coulomb ( ~ 96500 coulomb)Seperti yang sudah dijelaskan, mutan listrik sebesar 96500 C disebut Faraday, F:

1 Faraday = 96500 C

Jadi, besarnya listrik yang diperlukan untuk mereduksi Ag+ , Cu2+ , dan Al3+ berturut-turut 1 Faraday dan 3 Faraday.Perubahan massa zat yang terjadi dapat diungkapkan dengan rumus: M= massa (gram)

Q= jumlah listrik (Coluomb)A/n= massa ekivalenA= massa atom relatifn= perubahan dalm bilOksF= Faraday=96500 Coulomb

Contoh:

1. Berapa gram klor yang dihasilkan pada elektrolisis leburan NaCl dengan arus 1 ampere selama 15 menitjawab:1 ampere selama 15 menit = 1x 15 x 60 = 900 C

1 Faraday menghasilkan 35,45 gram Cl2 0,009333 Faraday menghasilkan = 0,331 gram Cl2

2. Dalam suatu industri pengolahan megnesium secara elektrolisis dihasilkan 50 kg magnesium per jam. Hitung arus listrik yang diperlukan!Jawab:

1 mol Mg memerlukan 2 Faraday0,57 mol Mg memerlukan 1,14 Faraday atau 1,4 x 96500= 110010 CoulombJadi, arus yang diperlukan 110010 A = 1,1 x 105 A

3. Dengan arus 12 ampere air dielektrolisis selama 1,5 jam. Hitung gas (STP) yang dihasilkan pada masing-masing elektroda!Jawab:Anoda: 2H2O O2 + 4H++4eKatoda: 2H2O +2e H2 + 2OH- 12 ampere selama 1,5 jam= 12 x 90 x 60 = 64800 C

Pada anoda dihasilkan

Pada katoda dihasilkan

Efisiensi Arus

Pada elektrolisis untuk mengendapkan logam dari larutan asam, 90% arus yang digunakan untuk mengendapkan logam dan 10% arus untuk menghasilkan hidrogen. Efisiensi arus untuk pengendapan logam adalah 90% sedangkan untuk hidrogen 10%.

Efisiensi arus sangat penting dalam industri lelektrokimia.Jarang ditemukan efisiensi arus 100%.

Contoh:

Dari wadah elektrolisis larutan tembaga (II) sulfat, logam Cu sebanyak 0,175 kg diendapkan jika dialiri listrik sebanyak 555000 C. hitung efisiensi arus dalam proses pengendapan logam ini!Jawab:

Pada peleburan alumunium, Al2O3 dilarutkan dalam leburan alumunium flourida kemudian dielektrolisis dalam sel yang mengandung elektroda karbon. Dengan listrik sebanyaj 1,25 x 108 C diperoleh 9 kg Al. Hitung efisiensi arus!Jawab:

250 ml NaCl dielektrolisis selama 30 menit dengan arus sebesar 0,2 ampere. Hitung konsentrasi OH- dalam larutan!Jawab:

2H2O +2e H2 + 2OH-

Untuk menghasilkan 2 mol OH- diperlukan 2 mol elektron atau 2 Faraday elektron. 1 Faraday =96500 Coulomb= 1 mol.

Akan menghasilkan 3,73 x 10-3 mol OH- tiap 250 mL atau 1,43 x 10-2 mol/liter[OH- ]= 1,43 x 10-2 M

Korosi

Peristiwa korosi logam dapat dijelaskan dengan elektrokimia. Berbagai proses elektroda memerlukan potensial elektroda yang lebih besar dari perhitungan. Potensial tambahan ini disebut “over voltage”. Besi berkarat karena terbentuk Fe2O3.n H2O .

Setengah-reaksi yang terjadi adalah:Fe Fe2+ + 2e½ O2 + H2O +2e 2OH-

Akan tetapi disebabkan oleh over voltage setengah-reaksi yang kedua hanya terjadi pada bagian yang tidak murni atau bagian yang cacat dipermukaan besi.

Mekanisme korosi dapat ditulis sebagai berikut:1. Oksidasi besi

Fe(s) Fe2+(aq) +2e2. Reduksi oksigen

½ O2 (g)+H2O(l) +2e 2OH- (aq)3. Pengendapan

Fe2+(aq)+2OH- (aq) Fe(OH)2 (s)4. Pembentukan karat

Fe(OH)2(s)+ ½ O2(g)+(x-1) H2O(l) Fe2O3.x H2OReaksi: Fe(s)+ ¾ O2 (g)+ xH2O(l) ½ Fe2O3.x H2O

Fe(s)+ ¾ O2 (g)+ nH2O(l) ½ Fe2O3.n H2O

Salah satu cara mencegah korosi besi adalah proteksi katodik. Misalnya, batang seng atau magnesium ditanam dekat pipa besi kemudian dihubungkan dengan pipa tersebut yang akan dilindungi dari korosi.Dalam hal ini pipa besi bertindak sebagai katoda dan logam seng yang mempunyai potensial elektroda yang lebih negatif akan mengalami oksidasi sehingga pia besi dapat terlindungi dari korosi.

Beberapa cara untuk mengurangi laju korosi besi antara lain1. Mengontrol atmosfir mengurangi konsentrasi O2 dan H2

pada permukaan besi2. Mencat menutupi permukaan besi3. Melapisi dengan minyak/ gemuk menutupi permukaan

besi4. Galvaniser melapisi besi dengan seng (seng atap)5. Sapuh (melapisi) nikel dan kromium menutupi permukaan

besi6. Sherardizing dengan PO4

3- PO43- yang diadsorpsi

menutupi permukaan besi7. Elektrolizing menggunakan batang Al atau Mg8. Mengontrol keasaman H+ dapat mengoksidasi / katalis

korosi9. Menjaga agar zat korosif dalam jumlah seminimal mungkin

Besi melarut pada bagian anoda dan ion Fe2+ berdifusi melalui air ke bagian katoda dan mengendap sebagai Fe(OH)2. Selanjutnya Fe(OH)2 dioksidasi oleh O2 yang terdapat dalam air membentuk Fe2O3.x H2O.

Fe2+(aq)+2OH- (aq) Fe(OH)2 (s)

Fe(OH)2(s) Fe2O3.x H2O O2(g), H2O(l)

besianoda

katoda

Fe2+ Fe3+

Terimakasih

See U Next Time