TUGAS KIMIA

OLEH : RANI NURKUMALA SARI

KELAS : XI

JURUSAN : TEKNIK KOMPUTER JARINGAN

ELEKTROKIMIA

PERSAMAAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS

1. Pada sel volta dan sel elektrolisis digunakan elektrode yaitu katoda, anoda, dan larutan elektrolit

2. Reaksi yang terjadi adalah reaksi redoks, pada katoda terjadi redoks, pada anoda terjadi oksidasi

PERBEDAAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS

Pada Sel Volta1. merubah energi kimia menjadi energi listrik.2. Anoda (oksidasi) adalah elektroda negatif (-) dan katoda (reduksi) adalah elektroda positif (+).

Pada Sel Elektrolisismerubah energi listrik menjadi energi kimia.Anoda (oksidasi) adalah elektroda positif (+) dan katoda (reduksi) adalah elektroda negatif (-).

SEL VOLTA

Sel Galvani disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoksyang spontan. Reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.

Sel volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

RANGKAIAN SEL GAVANI

sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.3. Anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. Pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).4. Katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. Pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

PROSES DALAM SEL GAVANI

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Pada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.

Persamaan reaksinya :Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2OAnode : Zn ” Zn2+ + 2eReaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan. Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.

Reaksi penggunaan aki :Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2eKatode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2OReaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2OReaksi Pengisian aki :2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.

Reaksi yang terjadi :Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2eKatoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V.

Reaksinya dapat balik :NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi –pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.

Reaksi yang terjadi :Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4eKatode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

1. POTENSIAL ELEKTRODA (E) DAN POTENSIAL SEL (E° SEL)Dalam sel elektrokimia dikenal istilah potensial elektroda

dan potensial sel (E° Sel). Potensial elektroda yang diukur pada keadaan standar (25°C 1 atm, konsentrasi 1 M).

Suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan telah ditentukan yang digunakan sebagai elektroda standar adalah elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam platina (Pt) yang dilapisi serbuk Pt halus pada suhu 25°C dalam larutan asam (H+) 1 M. Berdasarkan perjanjian elektroda Hidrogen diberi nilai potensial 0,00 Volt.

TABEL DAFTAR POTENSIAL ELEKTRODA STANDAR

No. Reaksi E°red (volts)

1 Li+(aq) + e- → Li(s) -3.04

2 K+(aq) + e- → K(s) -2.92

3 Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2.76

4 Na+(aq) + e- → Na(s) -2.71

5 Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) -2.38

6 Al3+(aq) + 3e- → Al(s) -1.66

7 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) -0.83

8 Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) -0.76

9 Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s) -0.74

No. Reaksi E°red (volts)

10 Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) -0.41

11 Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) -0.40

12 Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) -0.23

13 Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) -0.14

14 Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) -0.13

15 Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s) -0.04

16 2H+(aq) + 2e- → H2(g) 0.00

17 Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+

(aq) 0.15

18 Cu2+(aq) + e- → Cu+

(aq) 0.16

19 ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3

-

(aq) + 2OH-(aq)

0.17

20 AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 0.22

21 Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 0.34

22 ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2

-

(aq) + 2OH-(aq)

0.35

23 IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-

(aq)

0.49

No. Reaksi E°red (volts)

24 Cu+(aq) + e- → Cu(s) 0.52

25 I2(s) + 2e- → 2I-(aq) 0.54

26 ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-

(aq) + 2OH-(aq)

0.59

27 Fe3+(aq) + e- → Fe2+

(aq) 0.77

28 Hg22+

(aq) + 2e- → 2Hg(l) 0.80

29 Ag+(aq) + e- → Ag(s) 0.80

30 Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l) 0.85

31 ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-

(aq) +

2OH-(aq)

0.90

32 2Hg2+(aq) + 2e- → Hg2

2+(aq) 0.90

33 NO3-(aq) + 4H+

(aq) + 3e- →

NO(g) + 2H2O(l)0.96

34 Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) 1.07

35 O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) 1.23

36 Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6e- →

2Cr3+(aq) + 7H2O(l)

1.33

37 Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 1.36

38 Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq)

1.44

No. Reaksi E°red (volts)

39 MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- →

Mn2+(aq) + 4H2O(l)

1.49

40 H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- →

2H2O(l)1.78

41 Co3+(aq) + e- → Co2+

(aq) 1.82

42 S2O82-

(aq) + 2e- → 2SO42-

(aq) 2.01

43 O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) +

H2O(l)2.07

44 F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 2.87

2. PERHITUNGAN POTENSIAL SEL

Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya.

Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.E°sel= E°(+)– E°(–)dengan:E°(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar)E°(–)= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)Perhitungan tidak melibatkan koefisien.

CONTOH SOAL

1. Diketahui : Cu2+ + 2 e– ⇒Cu E° = – 0,34 VAg+ + e– ⇒Ag E° = + 0,80VTentukan Eo seldari kedua elektrode!Jawab:E°Cu lebih negatif dari E°Ag, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anodeKatode : Ag+ + e–⇒Ag E° = + 0,80 VAnode : Cu ⇒Cu2+ + 2 e– E° = – 0,34 V_____________________________+2 Ag+ + Cu ⇒2 Ag + Cu 2+ E°sel= + 0,46 V

3. DERET VOLTADeret volta digunakan untuk mengetahui prediksi

berlangsung tidaknya reaksi redoks.

K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au

Jurus CEPAT mengingat:Kalau Bapak Camat Nanti Meninggal Alamat Mana Zaman Cari Federal CindySenang Pabrik Hidrogen Cium Hangat Agar Putus Aura

Dari kiri kekanan:E0 makin besar , reduktor menurun dan logam kiri dapat bereaksi dengan logam kanan.

4. SEL ELEKTROLISISElektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus

listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current =dc ). Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–). Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

GAMBAR SEL ELEKTROLISIS

Ketika kedua elektrode karbon dihubungkan dengan sumber energi listrik arus searah, dalam sel elektrolisis terjadi reaksi redoks, yaitu penguraian air menjadi gas H2 dan gas O2.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalahAnode (+): 2H2O(l) ⎯⎯→ O2(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O2–)Katode (–): 4H2O(l) + 4e– ⎯⎯→2H2(g) + 4OH–(aq) (reduksi H+)

Reaksi : 2H2O(l) ⎯⎯→ 2H2(g) + O2(g)

5. HUKUM FARADAYa. HUKUM FARADAY I

Jumlah massa zat yang dihasilkan pada katoda atau anoda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan selama elektrolisis.Apabila arus listrik sebesar 1 Faraday ( 1 F ) dialirkan ke dalam sel maka akan dihasilkan :1 ekivalen zat yang disebut massa ekivalen (e)1 mol elektron ( e- )

Hubungan Muatan Listrik dengan Arus Listrik

Keterangan :C = muatan listrik ( Coloumb )I = arus listrik ( Ampere )t = waktu ( sekon )

sedangkan hubungan antara Faraday dan muatan listrik ( C ) :

Maka Rumus Hukum Faraday I :

dan massa logam yang diendapkan :

b. HUKUM FARADAY IIApabila 2 sel atau lebih dialiri arus listrik dalam jumlah yang sama (disusun

seri) maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan sebanding dengan massa ekivalen (e) zat-zat tersebut.

Rumus Hukum Faraday II :

Keterangan :m = massa zat dalam grame = massa ekivalen zatAr = massa molekul relatifn = muatan ion positif zat/kation

6. KOROSI

Korosi dalam istilah sehari-hari kita kenal sebagai peristiwa perkaratan. Korosi ini sebenarnya merupakan peristiwa oksidasi logam oleh gas oksigen yang ada di udara membentuk oksidanya. Proses korosi banyak menimbulkan masalah pada barang-barang yang terbuat dari besi walaupun logam-logam lain (kecuali logam mulia) dapat juga mengalami korosi. Proses perkaratan pada besi dapat berlanjut terus sampai seluruh bagian dari besi hancur. Hal ini disebabkan oksida-oksida besi yang terbentuk pada peristiwa awal korosi akan menjadi katalis (otokatalis) pada peristiwa korosi selanjutnya. Hal itu berbeda dengan peristiwa korosi pada logam Al atau Zn.

a. Proses korosiProses korosi dapat dijelaskan sebagai berikut. Jika besi bersinggungan dengan oksigen atau bersinggungan dengan logam lain dalam lingkungan air akan terjadi sel elektrokimia di mana logam yang memiliki E°red lebih cepat sebagai anode dan E°red yang lebih besar sebagai katode. Logam atau unsur yang berfungsi sebagai anode, karena mengalami reaksi oksidasi, berarti yang mengalami korosi. Besi di udara akan berkarat, besi yang dilapisi seng, maka sengnya yang berkorosi sedangkan besi yang dilapisi timah putih, maka besinya yang mengalami korosi.Besi berada di udaraPotensial reduksi dari Fe dan O2:Fe2+(s) + 2 e– –> Fe(s) E°red = –0,44 voltO2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– —> 2 H2O(l) E°red = +1,23 voltKarena E°red Fe < E°red O2, maka Fe sebagai anode dan mengalami korosi.

b. Pencegahan terhadap korosiBerdasarkan proses terjadinya korosi, maka ada 2 cara yang dapat dilakukan untuk mencegah korosi, yaitu perlindungan mekanis dan perlindungan elektrokimia.

a).Perlindungan mekanisPerlindungan mekanis ialah mencegah agar permukaan logam tidak

bersentuhan langsung dengan udara. Untuk jangka waktu yang pendek, cara ini dapat dilakukan dengan mengoleskan lemak pada permukaan logam. Untuk jangka waktu yang agak lama, dapat dilakukan dengan pengecatan. Salah satu cat pelindung yang baik ialah meni (Pb3O4) karena selain melindungi secara mekanis juga memberi perlindungan elektrokimia. Selain pengecatan, perlindungan mekanis dapat pula dilakukan dengan logam lain, yaitu dengan cara penyepuhan.

Untuk perlindungan agar barang-barang yang terbuat dari besi tidak cepat rusak, maka besi (E° = –0,44 volt) lebih baik dilapis dengan seng (E° = –0,76 volt) daripada dilapis dengan timah (E° = –0,14 volt).

b). Perlindungan elektrokimiaPerlindungan elektrokimia ialah mencegah terjadinya korosi elektrolitik

(reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam). Perlindungan elektrokimia ini disebut juga perlindungan katode (proteksi katodik) atau pengorbanan anode (anodaising). Cara ini dilakukan dengan menghubungkan logam pelindung, yaitu logam yang lebih tidak mulia (E°-nya lebih kecil). Logam pelindung ini ditanam di dalam tanah atau air dekat logam yang akan dilindungi. Di sini akan terbentuk “sel volta raksasa” dengan logam pelindung bertindak sebagai anode.

Contoh-contoh proteksi katodik1) Untuk mencegah korosi pada pipa di dalam tanah, di dekatnya ditanam logam yang lebih aktif, misalnya Mg,yang dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi dan Mg yang rusak dapatdiganti dalam jangka waktu tertentu, sehingga pipa yang terbuat dari besi terlindung dari korosi.2) Untuk melindungi menara-menara raksasa dari pengkaratan, maka bagian kaki menara dihubungkan dengan lempeng magnesium yang ditanam dalam tanah. Dengan demikian menara besi akan menjadi katode magnesium dan lempeng Mg sebagai anodenya.

SEKIAN DAN TERIMAKASIHSEMOGA BERMANFAAT