ELEKTROKIMIA
Alizar, Ph.D
alizarulianas@yahoo.com
Pengertian Elektrokimia
• Elektrokimia adalah salah satu dari
cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang
perubahan bentuk energi listrik menjadi
energi kimia dan sebaliknya.
• Proses elektrokimia melibatkan reaksi
redoks.
• Proses transfer elektron akan
menghasilkan sejumlah energi listrik.
• Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan
dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel
elektrolisis.
Konsep Redoks
Redoks (Reaksi Oksidasi dan Reduksi):
1. Penangkapan dan Pelepasan Oksigen
2. Penangkapan dan pelepasan elektron
3. Kenaikan dan penurunan bilangan
oksidasi
Note:
Reaksi oksidasi dan reduksi akan terjadi secara bersamaan
Beri contoh reaksi redoks masing2 satu!
Oksidasi
Ada tiga definisi yang dapat digunakan
untuk oksidasi, yaitu:
• Kehilangan elektron,
• memperoleh oksigen, atau kehilangan
hidrogen.
• Kenaikan Bilangan Oksidasi
(Dalam pembahasan ini, kitamenggunakan
definisi kehilangan elektron.)
Reduksi
Ada tiga definisi yang dapat digunakan
untuk menjelaskan reduksi, yaitu:
• Memperoleh elektron
• Kehilangan oksigen
• Penurunan Bilangan Oksidasi
(Reduksi sering dilihat sebagai proses
memperoleh elektron)
Cu(s)
AgNO3(aq)
•Larutan tidak berwarna berubah menjadi warna
biru, kenapa..?
•Spiral Cu semakin bertambah besar, kenapa?
(Ingat…larutan Cu(NO3)2 berwarna biru)
(Brady & Ralp H. Petrucci)
Redoks
Oksidasi
: Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e
Reduksi
: Ag+ + e
Ag(s)
Reaksi Redoks: Cu(s) + 2 Ag+
Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
• Kenapa reaksi diatas disebut redoks….?
• Tulis reaksi oksidasi dan reduksi yang lain sebanyak
3, tulis seperti reaksi diatas…! (perhatikan deret volta)
Oksidasi
: Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e
Reduksi
: Ag+ + e
Ag(s)
Reaksi Redoks: Cu(s) + 2 Ag+
Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
• Kenapa reaksi diatas disebut redoks….?
• Tulis reaksi oksidasi dan reduksi yang lain sebanyak
3, tulis seperti reaksi diatas…! (perhatikan deret volta)
Reaksi disproporsionasi
• Reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi
simultan oleh suatu spesi disebut reaksi
disproporsionasi atau reaksi autooksidasi.
• Spesi ini mengandung unsur yang
mempunyai bilangan oksidasi diantara
bilangan oksidasi tertinggi, dan terendah,
saling beraksi.
Oksidator & Reduktor
Pada suatu reaksi redoks zat
pengoksidasi zat lain disebut oksidator
atau zat pengoksidasi, sedangkan zat
yang mereduksi zat lain disebut reduktor
atau zat pereduksi.
• Pada redoks oksidator direduksi, sedang
reduktor dioksidasi.
Penyetaraan reaksi redoks
dengan metode setengah reaksi
Tugas-1:
1. Tulis langkah-langkah penyetaraan reaksi
redoks dengan metode setengah reaks
2. Setarakan reaksi redoks berikut dengan
metode setengah reaksi
Redoks & Listrik
Oksidasi
: Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e
Reduksi
: Ag+ + e
Ag(s)
Reaksi Redoks: Cu(s) + 2 Ag+
Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
• Apakah redoks dapat menghasilkan listrik..?,
Jelaskan..!
Sifat kelistrikan
-Potential (voltase), E (V)
-Current Arus), I (A)
-Resistant,(Hambatan) R (ohms)
Hukum Ohm
I=
E
R
Menghitumg Potensial Elektromotif (Volt)
(Electromotive Force-EMF)
Elektroda tunggal:
EMF (Esel) tidak dapat ditentukan, Kenapa?
SEL ELEKTROKIMIA
1. Sel Volta/Galvani
1.
2.
3.
Tulis reaksi setengah sel oksidasi
serta reaksi redoksnya
Tentukan mana yang katoda dan
anoda
Tentukan mana yang oksidator dan
reduktor
Esel = Echatode-Eanode
Oksidasi : Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e
Reduksi : Ag+ + e
Ag(s)
Reaksi Redoks: Cus) + Ag+
Cu(s)│Cu2+(aq)║Ag+(aq)│Ag(p)
Tentukan mana chatode dan mana anode?
Tulis reaksi di chatode dan di anode!
Potensial elektrode…?
Potensial elektrode standar….?
Potensial formal…?
Cu2+(aq) + Ag(s)
Manfaat dari Sel Volta/Galvani
Terminology
• Electromotive force, Ecell.
– The cell voltage or cell potential.
• Cell diagram.
– Shows the components of the cell in a
symbolic way.
– Anode (where oxidation occurs) on the left.
– Cathode (where reduction occurs) on the
right.
• Boundary between phases shown by |.
• Boundary between half cells
(usually a salt bridge) shown by ||.
Terminology
• Galvanic cells.
– Produce electricity as a result of
spontaneous reactions.
• Electrolytic cells.
– Non-spontaneous chemical change driven
by electricity.
• Couple, M|Mn+
– A pair of species related by a change in
number of e-.
2. Sel Daniell
1.
2.
3.
Tulis reaksi setengah sel oksidasi
serta reaksi redoksnya
Tentukan mana yang katoda dan
anoda
Tentukan mana yang oksidator dan
reduktor
3. Sel Elektrolit
Tulis perbedaannya dengan sel volta
Kegunaan Sel Volta & Sel Elektrolit
1. Sel volta dalam kehidupan seharai
banyak digunakan sebagai Baterai:
sumber energi listrik
2. Sel Elektrolit banyak digunakan pada
elektroplating dan anti karat
Jenis-jenis Baterai
1. The Dry Cell Battery (Baterai kering)
• Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau
batu baterai kering.
• Pada batu baterai kering,logam seng
berfungsi sebagai anoda dan katodanya
berupa batang grafit yang berada di
tengah sel.
• Terdapat satu lapis mangan dioksida dan
karbon hitam mengelilingi batang grafit
dan pasta kental yang terbuat dari
amonium klorida dan seng (II) klorida yang
berfungsi sebagai elektrolit.
• Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.
2. The Mercury Battery (Baterai Merkuri)
• Sering digunakan pada dunia kedokteran
dan industri elektronik.
• Sel merkuri mempunyai struktur
menyerupai sel kering.
• Dalam baterai ini, anodanya adalah logam
seng(membentuk amalgama dengan
merkuri), sementara katodanya adalah
baja (stainless steelcylinder).
• Elektrolit yang digunakan dalam baterai
ini adalah merkuri (II) Oksida, HgO.
• Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35
volt.
3. The Lead Storage Battery
• Dikenal dengan sebutan baterai mobil
atau aki/accu.
• Baterai penyimpan plumbum(timbal) terdiri
dari enam sel yang terhubung secara seri.
• Anoda pada setiap sel adalah plumbum
(Pb), sedangkan katodanya adalah
plumbum dioksida (PbO2). Elektroda
dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat
(H2SO4).
4. The Lithium-Ion Battery
• Digunakan pada peralatan elektronik,
seperti komputer, kamera digital, dan
telepon seluler.
• Baterai ini memiliki massa yang ringan
sehingga bersifat portable. Potensial yang
dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4
volt.
• Anodanya adalah Li dalam grafit,
sementarakatodanya adalah oksida logam
transisi (seperti CoO2).
• Elektrolit yang digunakan adalahpelarut
organik dan sejumlah garam organik.
5. Fuel Cell
• Dikenal pula dengan istilah sel bahan
bakar. Sebuah sel bahan bakar hidrogenoksigen yang sederhana tersusun atas
dua elektroda inert dan larutan elektrolit,
seperti kalium hidroksida.
• Gelembung gas hidrogen dan oksigen
dialirkan pada masing-masing elektroda.
• Potensial yang dihasilkan adalah sebesar
1,23 volt.
Menghitumg Potensial Elektromotif (Volt)
(Electromotive Force-EMF)
Elektroda tunggal:
EMF (Esel) tidak dapat ditentukan, Kenapa?
Persamaan Nernst & (Electromotive
Force-EMF)
aA + bB
cC + dD
Tetapan Kesetimbanga
K=…..
Ecell = E0cell
Konsentrasi bernilai 1
0.0591
- ---------- log K
n
Buatlah bagaimana cara pendapatkan
persamaan Nernst tersebut !
Persamaan Nernst & (Electromotive
Force-EMF)
Zn(s)│Zn2+(aq)║Cu2+(aq)│Cu(s)
Zn(s) + Cu2+
Zn2+(aq) + Cu(s)
[Zn2+] [Cu] [Zn2+]
K = ------------ = -------[Zn] [Cu2+]
[Cu2+]
Tulis persamaan Nernst untuk:
1. Setengah sel reeaksi oksidasi…
2. Setengah sel reaksi Reduksi….
3. Reaksi oksidasi dan reduksi
Persamaan Nernst
Zn(s)│Zn2+(aq)║Cu2+(aq)│Cu(s)
Cu2+ + 2e
Cu(s)
0.0591
[Cu(s)]
ECu = E0Cu - ---------- log K -----2
[Cu2+]
Zn2+(aq) + 2e
EZn = E0Zn
Zn(s)
0.0591
[Zn(s)]
- ---------- log K -----2
[Zn2+]
Zn(s) + Cu2+
Zn2+(aq) + Cu(s)
Esel = Echatode-Eanode
Esel = Ereduksi-Eoksidasi
Ecell = E0cell
0.0591
- ---------- log K
2
[Zn2+] [Cu] [Zn2+]
K = ------------ = -------[Zn] [Cu2+]
[Cu2+]
Contoh…..
Ag+ + e
EAg = E0Ag
Ag(s)
0.0591
[Ag(s)]
- ---------- log K -----1
[Ag+]
Hitung potensial setengah sel untuk b dan c…!
2H+ +2 e
H2(g)
0.0591
[H2(g)]
EH = E0H - ---------- log K -----2
[Ag+]
Hitung potensial setengah sel untuk b dan c…!
On the right:
Pb2+ + 2e
Pb(s)
On the left:
Cr3+ + e
Cr2+
Ecell = Eright-Eleft
Hitung potensial cell untuk b dan c…!
Standard Reduction Potentials
EXAMPLE
Applying the Nernst Equation for Determining Ecell. What is the
value of Ecell for the voltaic cell pictured below and diagrammed as
follows?
Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s)
EXAMPLE 20-8
0.0592 V
log Q
n
Ecell = Ecell° -
Ecell = Ecell° -
0.0592 V
n
log
[Fe3+]
[Fe2+] [Ag+]
Ecell = 0.029 V – 0.018 V = 0.011 V
Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s)
Fe2+(aq) + Ag+(aq) → Fe3+(aq) + Ag (s)
Concentration Cells
Two half cells with identical electrodes
but different ion concentrations.
Pt|H2 (1 atm)|H+(x M)||H+(1.0 M)|H2(1 atm)|Pt(s)
2 H+(1 M) + 2 e- → H2(g, 1 atm)
H2(g, 1 atm) → 2 H+(x M) + 2 e-
2 H+(1 M) → 2 H+(x M)
Concentration Cells
Ecell = Ecell° -
Ecell = Ecell° -
0.0592 V
log Q
n
0.0592 V
n
x2
log
0.0592 V
Ecell = 0 log
2
Ecell = - 0.0592 V log x
Ecell = (0.0592 V) pH
2 H+(1 M) → 2 H+(x M)
12
x2
1
Measurement of Ksp
Ag|Ag+(sat’d AgI)||Ag+(0.10 M)|Ag(s)
Ag+(0.100 M) + e- → Ag(s)
Ag(s) → Ag+(sat’d) + eAg+(0.100 M) → Ag+(sat’d M)
EXAMPLE
Using a Voltaic Cell to Determine Ksp of a Slightly Soluble Solute.
With the date given for the reaction on the previous slide, calculate Ksp
for AgI.
AgI(s) → Ag+(aq) + I-(aq)
Let [Ag+] in a saturated Ag+ solution be x:
Ag+(0.100 M) → Ag+(sat’d M)
0.0592 V
Ecell = Ecell° log Q =
n
0.0592 V
Ecell° log
n
[Ag+]sat’d AgI
[Ag+]0.10 M soln
EXAMPLE
0.0592 V
Ecell° log
n
Ecell =
Ecell =
0.417 =
log x =
[Ag+]sat’d AgI
[Ag+]0.10 M soln
0.0592 V
Ecell° log
n
x
0.100
0.0592 V
0(log x – log 0.100)
1
log 0.100 -
x = 10-8.04 = 9.110-9
0.417
0.0592
= -1 – 7.04 = -8.04
Ksp = x2 = 8.310-17
Galvanic cell & electrolyte cell
Tulis perbedaannya…!
Terimakasih