kimia

1. Elektrokimia

2.  Sel Galvani (Sel Volta) : Reaksi Redoks → Energi Listrik
 Potensial Sel ← Potensial Reduksi
 Potensial Reduksi Standar → Prediksi Reaksi Spontan
 Potensial Sel → Perubahan Energi Bebas
 Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel
 Baterai
 Elektrolisis : Energi Listrik → Reaksi Kimia
 Aspek Kuantitatif Elektrolisis (Stoikiometri)
 Produksi Logam Aluminium
 Produksi Natrium
 Pemurnian Logam Tembaga
 Korosi
Elektrokimia

3. Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang berkenaan dengan interkonversi
energi listrik dan energi kimia
Proses Elektrokimia adalah reaksi reduksi dan oksidasi (reaksi RedOks)
dimana
• Energi dihasilkan dari reaksi kimia spontan, yang diubah menjadi energi listrik :
Sel Galvani/Volta, atau
• Energi listrik digunakan untuk menghasilkan reaksi kimia yang tidak spontan :
Sel Elektrolisis 0 0
2Mg (s) + O2 (g)
+2 -2
2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4𝑒−
O2 + 4e− 2O2−
: Reaksi Oksidasi (Melepas elektron)
: Reaksi Reduksi (menerima elektron)
Reaksi Redoks

4. Bilangan Oksidasi
 Unsur memiliki biloks 0
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4, … = 0
 Pada ion monoatomik, bilangan oksidasi sama dengan muatan ion
Li+, Li = +1 ; Fe3+ , Fe = +3 ; O2− , O = -2
 Biloks oksigen umumnya adalah -2, tetapi pada H2O2 dan O2
−2
adalah -1
 Biloks hidrogen adalah +1, tetapi ketika berikatan dengan logam biloksnya akan
menjadi -1, contohnya NaH, CaH2
 Logam Golongan IA = +1, logam IIA = +2 dan F selalu -1
 Jumlah biloks atom dalam molekul dan senyawa ion, selalu sama dengan muatan dari
molekul atau senyawa ion tersebut.
Muatan atom yang terdapat dalam suatu molekul (maupun senyawa ionik) jika
transfer elektron terjadi.

5. Oksidasi Fe2+ menjadi Fe3+ oleh Cr2O7
2−
dalam suasana asam
 Tuliskan reaksi yang belum setara dalam bentuk ion
Fe2+ + Cr2O7
2−
⟶ Fe3+ + Cr3+
 Pisahkan persamaan tersebut dalam bentuk setengah reaksi oksidasi dan reduksi
+2 +3
Oksidasi ∶ Fe2+ ⟶ Fe3+
+6 +3
Reduksi ∶ Cr2O7
2−
⟶ Cr3+
 Setarakan semua atom kecuali O dan H pada kedua reaksi
Cr2O7
2−
⟶ 2Cr3+
Menyetarakan reaksi redoks

6.  Dalam suasana asam, tambahkan H2O untuk menyetarakan atom O dan H+
untuk
menyetarakan atom H
Cr2O7
2−
⟶ 2Cr3+
+ 7H2O
14H+
+ Cr2 O7
2−
⟶ 2Cr3+
+ 7H2O
 Tambahkan elektron pada salah satu sisi dari setiap setengah reaksi untuk
menyetarakan muatan
Fe2+
⟶ Fe3+
+ 1e−
6𝑒−
+ 14H+
+ Cr2O7
2−
⟶ 2Cr3+
+ 7H2O
 Jika diperlukan, samakan jumlah elektron untuk kedua reaksi dengan cara mengalikan
kedua reaksi dengan angka yang sesuai
6Fe2+ ⟶ 6Fe3+ + 6e−
6𝑒−
+ 14H+
+ Cr2 O7
2−
⟶ 2Cr3+
+ 7H2O
Menyetarakan reaksi redoks

7.  Tambahkan kedua reaksi tersebut untuk mendapatkan reaksi redoks total.
Jumlah elektron kedua reaksi harus sama, sehingga dapat dicoret.
Oksidasi ∶ 6Fe2+ ⟶ 6Fe3+ + 6e−
Reduksi : 6𝑒−
+ 14H+
+ Cr2O7
2−
⟶ 2Cr3+
+ 7H2O
14H+ + Cr2O7
2−
+ 6Fe2+ ⟶ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
 Verifikasi jumlah atom dan muatan untuk setiap sisi
14 x 1 – 2 + 6 x 2 = 24 = 6 x 3 + 2 x 3
 Dalam suasana basa, tambahkan OH− pada kedua sisi reaksi sesuai dengan
jumlah H+ yang ada
Menyetarakan reaksi redoks

8. Reaksi Reduksi Oksidasi

9. Sel Galvani (Sel Volta)
Pada sel volta :
Katoda : kutub
positif (reduksi)
Anoda : kutub
negatif (oksidasi)
Reaksi spontan
Menghasilkan
energi listrik

10. Perbedaan potensial listrik
antara katoda dan anoda
disebut
 Cell voltage
 Electromotive force (emf)
 Cell potential
Sel Galvani
Diagram Sel (Notasi Sel)
Zn (𝑠) + Cu2+
𝑎𝑞 ⟶ Zn2+
𝑎𝑞 + Cu 𝑠
[Cu2+
] = 1𝑀 dan Zn2+
= 1𝑀
Zn 𝑠 | Zn2+
1𝑀 ∥ Cu2+
1𝑀 | Cu (s)
Anoda Katoda
𝑬𝒔𝒆𝒍 = 𝑬𝒌𝒂𝒕𝒐𝒅𝒂 − 𝑬𝒂𝒏𝒐𝒅𝒂
𝑬𝒔𝒆𝒍
𝝄
= 𝑬𝒌𝒂𝒕𝒐𝒅𝒂
𝝄
− 𝑬𝒂𝒏𝒐𝒅𝒂
𝝄

11. 𝑬𝝄
merupakan Potensial Reduksi Standar atau voltase yang berkaitan dengan reaksi
reduksi pada satu elektroda ketika semua zat terlarut 1 M dan semua gas pada 1
atm.
Potensial Reduksi Standar
Penguraian H2 : H2 𝑔 ⟶ 2H+ + 2e−
Reaksi Reduksi: 2e−
+ 2H+
1 𝑀 ⟶ H2 (1 𝑎𝑡𝑚)
𝐸𝜊 = 0 V
Standard hydrogen electrode (SHE)

12. Potensial Reduksi Standar
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 𝐸𝑘𝑎𝑡𝑜𝑑𝑎
𝜊
− 𝐸𝑎𝑛𝑜𝑑𝑎
𝜊
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 𝐸𝐻+/𝐻2
𝜊
− 𝐸𝑍𝑛2+/𝑍𝑛
𝜊
0,76 𝑉 = 0 − 𝐸𝑍𝑛2+/𝑍𝑛
𝜊
𝐸𝑍𝑛2+/𝑍𝑛
𝜊
= - 0,76
𝑍𝑛2+
1 𝑀 + 2𝑒−
⟶ 𝑍𝑛 𝐸𝜊
= −0,76
𝑍𝑛 𝑠 | 𝑍𝑛2+ 1 𝑀 ∥ 𝐻+ 1 𝑀 | 𝐻2 1 𝑎𝑡𝑚 | Pt (s)
Anoda (Oksidasi) : 𝑍𝑛 𝑠 ⟶ 𝑍𝑛2+ 1 𝑀 + 2𝑒−
Katoda (Reduksi) : 2𝑒−
+ 2𝐻+
1 𝑀 ⟶ 𝐻2 (1 𝑎𝑡𝑚)
𝑍𝑛 (𝑠) + 2𝐻+ 1 𝑀 ⟶ 𝑍𝑛2+ + 𝐻2 (1 𝑎𝑡𝑚)

13. Potensial Reduksi Standar
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 𝐸𝑘𝑎𝑡𝑜𝑑𝑎
𝜊
− 𝐸𝑎𝑛𝑜𝑑𝑎
𝜊
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢
𝜊
− 𝐸𝐻+/𝐻2
𝜊
0,34 𝑉 = 𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢
𝜊
− 0
𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢
𝜊
= 0,34
𝐶𝑢2+
1 𝑀 + 2𝑒−
⟶ 𝐶𝑢 𝐸𝜊
= 0,34
Pt 𝑠 | H2 1 𝑎𝑡𝑚 | H+ 1 𝑀 ∥ Cu2+ 1 𝑀 | Cu (s)
Anoda (Oksidasi) : 𝐻2 1 𝑎𝑡𝑚 ⟶ 2𝐻+ 1 𝑀 + 2𝑒−
Katoda (Reduksi) : 2𝑒−
+ 𝐶𝑢2+
1 𝑀 ⟶ 𝐶𝑢 (𝑠)
𝐻2 (1 𝑎𝑡𝑚) + 𝐶𝑢2+ 1 𝑀 ⟶ 𝐶𝑢 𝑠 + 2𝐻+ (1 𝑀)

14.  Nilai 𝐸𝜊
dapat digunakan untuk melihat
kecendrungan sebuah spesi dalam
mengalami reaksi reduksi
 Semakin positif nilai 𝐸𝜊 makan semakin
mudah mengalami reduksi
 Reaksi setengah sel bersifat reversible
 Tanda 𝐸𝜊
berubah saat reaksi dibalik
 Perubahan koefisien reaksi tidak
merubah nilai 𝐸𝜊

15. Berapakah nilai potensial sel standar suatu sel elektrokimia yang dibentuk dari
elektroda Cd dalam larutan 1 M 𝐶𝑑(𝑁𝑂3)2 dan elektroda Al dalam 1 M 𝐴𝑙(𝑁𝑂3)3 ?
𝐶𝑑2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− ⟶ 𝐶𝑑 𝑠 𝐸𝜊 = −0,40 𝑉
𝐴𝑙3+ 𝑎𝑞 + 3𝑒− ⟶ 𝐴𝑙 𝑠 𝐸𝜊 = −1,66 𝑉
Anoda (Oksidasi) : 𝐴𝑙 𝑠 ⟶ 𝐴𝑙3+ 1 𝑀 + 3𝑒− × 2
Katoda (Reduksi) : 2𝑒− + 𝐶𝑑2+ 1 𝑀 ⟶ 𝐶𝑑 𝑠 × 3
2𝐴𝑙 (𝑠) + 𝐶𝑑2+ 1 𝑀 ⟶ 3𝐶𝑑 𝑠 + 2𝐴𝑙3+ (1 𝑀)
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 𝐸𝑘𝑎𝑡𝑜𝑑𝑎
𝜊
− 𝐸𝑎𝑛𝑜𝑑𝑎
𝜊
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= −0,40 − −1,66
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= 1,26 𝑉

16. Termodinamika Sel Elektrokimia
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸𝑠𝑒𝑙
Δ𝐺𝜊 = −𝑛𝐹𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
Δ𝐺𝜊 = −𝑅𝑇 ln 𝐾 = − 𝑛𝐹𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
=
𝑅𝑇
𝑛𝐹
lnK =
(8,314 𝐽/𝐾. 𝑚𝑜𝑙)(298 𝐾)
𝑛 (96.500 𝐽/𝑉. 𝑚𝑜𝑙)
𝑙𝑛𝐾
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
=
0,0257 𝑉
𝑛
𝑙𝑛𝐾
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
=
0,0592 𝑉
𝑛
𝑙𝑜𝑔𝐾
n = Jumlah mol electron dalam reaksi
F = Konstanta Faraday = 96.500 J/V.mol = 96.500 C/mol
K = Konstanta Kesetimbangan
R = Konstanta Gas = 8,314 J/K.mol (0,08206 L. atm/K.mol
T = Suhu (dalam satuan Kelvin)

17. Termodinamika Sel Elektrokimia
Δ𝐺𝜊 = −𝑅𝑇 ln 𝐾 = − 𝑛𝐹𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
Δ𝐺𝜊
= Energi bebas standar
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
= Potensial standar sel
n = Jumlah mol electron dalam reaksi
F = Konstanta Faraday = 96.500 J/V.mol = 96.500 C/mol
K = Konstanta Kesetimbangan
R = Konstanta Gas = 8,314 J/K.mol (0,08206 L. atm/K.mol
T = Suhu (dalam satuan Kelvin)

18. Hitungah konstanta kesetimbangan untuk reaksi berikut pada suhu 25℃ ?
𝑆𝑛 𝑠 + 2𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 ⇌ 𝑆𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2𝐶𝑢+ (𝑎𝑞)
Oksidasi : 𝑆𝑛 𝑠 ⟶ 𝑆𝑛2+
𝑎𝑞 + 2𝑒−
Reduksi : 2𝐶𝑢2+
𝑎𝑞 + 2𝑒−
⟶ 2𝐶𝑢+
(𝑎𝑞)
Berdasarkan reaksi diatas diketahui n = 2
Berdasarkan tabel potensial reduksi standar, diketahui
bahwa 𝐸𝑆𝑛2+/𝑆𝑛
𝜊
= −0,14 V dan 𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢+
𝜊
= 0,15 V
Sehingga
𝐸𝜊 = 𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢+
𝜊
− 𝐸𝑆𝑛2+/𝑆𝑛
𝜊
= 0,15 V – (-0,14)
= 0,29
Maka :
𝐸𝑠𝑒𝑙
𝜊
=
0,0257 𝑉
𝑛
ln 𝐾
ln K =
𝑛𝐸𝜊
0,0257 𝑉
ln 𝐾 =
(2)(0,29 𝑉)
0,0257 𝑉
= 22,6
𝐾 = 𝑒22,6
= 6,5 × 109
Karena nilai K > 1 maka
Reaksi berlangsung spontan

19. Pengaruh Konsentrasi pada Potensial Sel
∆𝐺 = ∆𝐺𝜊 + 𝑅𝑇 ln 𝑄
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸
Δ𝐺𝜊
= −𝑛𝐹𝐸𝜊
Sehingga : ∆𝐺 = ∆𝐺𝜊
+ 𝑅𝑇 ln 𝑄
−𝑛𝐹𝐸 = −𝑛𝐹𝐸𝜊
+ 𝑅𝑇 ln 𝑄
E =
−𝑛𝐹𝐸𝜊
−𝑛𝐹
+
𝑅𝑇 ln 𝑄
−𝑛𝐹
𝐸 = 𝐸𝜊
−
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑄 (Persamaan Nernst)
Pada kondisi 298 K :
𝐸 = 𝐸𝜊
−
0,0257 𝑉
𝑛
ln 𝑄 atau 𝐸 = 𝐸𝜊
−
0,0592 𝑉
𝑛
l𝑜𝑔 𝑄

20. Apakah reaksi berikut berlangsung spontan pada 298 K,
jika [𝐹𝑒2+] = 0,60 𝑀 𝑑𝑎𝑛 [𝐶𝑑2+] = 0,01 𝑀 ?
𝐹𝑒2+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑑 𝑠 ⇌ 𝐹𝑒 𝑠 + 𝐶𝑑2+ (𝑎𝑞)
Oksidasi : 𝐶𝑑 𝑠 ⟶ 𝐶𝑑2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒−
Reduksi : 2𝑒−
+ 𝐹𝑒2+
𝑎𝑞 ⟶ 𝐹𝑒 (𝑠)
Berdasarkan tabel potensial reduksi standar diketahui
𝐸𝐹𝑒2+/𝐹𝑒
𝜊
= −0,44 𝑉 𝑑𝑎𝑛 𝐸𝐶𝑑2+/𝐶𝑑
𝜊
= −0,40 𝑉 , sehingga
𝐸𝜊
= 𝐸𝐹𝑒2+/𝐹𝑒
𝜊
− 𝐸𝐶𝑑2+/𝐶𝑑
𝜊
𝐸𝜊
= −0,44 𝑉 − −0,40 𝑉
𝐸𝜊
= −0,04 𝑉
Maka :
𝐸 = 𝐸𝜊 −
0,0257 𝑉
𝑛
ln 𝑄
𝐸 = −0,04 𝑉 −
0,0257 𝑉
2
𝑙𝑛
[𝐶𝑑2+]
[𝐹𝑒2+]
𝐸 = −0,04 𝑉 −
0,0257 𝑉
2
𝑙𝑛
0,01
0,60
E = 0,013
Karena nilai E > 0 maka reaksi
berlangsung spontan

21. Baterai
Baterai Sel Kering
( Leclanche cell )
Anoda : 𝑍𝑛 𝑠 ⟶ 𝑍𝑛2+
𝑎𝑞 + 2𝑒−
Katoda : 2𝑁𝐻4
+
𝑎𝑞 + 2𝑀𝑛𝑂2 𝑠 + 2𝑒− ⟶ 𝑀𝑛2𝑂3 𝑠 + 2𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 (𝑙)
𝑍𝑛 𝑠 + 2𝑁𝐻4
+
𝑎𝑞 + 2𝑀𝑛𝑂2 𝑠 ⟶ 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 + 𝑀𝑛2𝑂3 (𝑠)

22. Baterai
Baterai Merkuri
Anoda : 𝑍𝑛 𝐻𝑔 + 2𝑂𝐻−
𝑎𝑞 ⟶ 𝑍𝑛𝑂 𝑠 + 𝐻2𝑂 𝑙 + 2𝑒−
Katoda : 𝐻𝑔𝑂 𝑠 + 𝐻2𝑂 𝑙 + 2𝑒−
⟶ 𝐻𝑔 𝑙 + 2𝑂𝐻−
(𝑎𝑞)
𝑍𝑛 𝐻𝑔 + 𝐻𝑔𝑂 𝑠 ⟶ 𝑍𝑛𝑂 𝑠 + 𝐻𝑔 (𝑙)

23. Baterai
Baterai Bertimbal (Aki)
Anoda : 𝑃𝑏 𝑠 + 𝑆𝑂4
2−
𝑎𝑞 ⟶ 𝑃𝑏𝑆𝑂4 𝑠 + 2𝑒−
Katoda : 𝑃𝑏𝑂2 𝑠 + 4𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑆𝑂4
2−
𝑎𝑞 + 2𝑒− ⟶ 𝑃𝑏𝑆𝑂4 𝑠 + 2𝐻2𝑂 (𝑙)
𝑃𝑏 𝑠 + 𝑃𝑏𝑂2 𝑠 + 4𝐻+ 𝑎𝑞 + 2𝑆𝑂4
2−
𝑎𝑞 ⟶ 2𝑃𝑏𝑆𝑂4 𝑠 + 2𝐻2𝑂 (𝑙)

24. Baterai
Baterai Litium Keadaan-Padat

25. Sel Bahan Bakar
Anoda : 2𝐻2 𝑔 + 4𝑂𝐻−
𝑎𝑞 ⟶ 4𝐻2𝑂 𝑙 + 4𝑒−
Katoda : 𝑂2 𝑔 + 2𝐻2𝑂 𝑙 + 4𝑒− ⟶ 4𝑂𝐻− (𝑎𝑞)
2𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ⟶ 2𝐻2𝑂 (𝑙)

26. Chemistry In Action : Bacteria Power
CH3COO−
+ 2O2 + H+
⟶ 2CO2 + 2H2O

27. Elektrolisis adalah proses ketika energi listrik digunakan untuk menyebabkan reaksi
kimia yang tidak spontan terjadi.
Elektrolisis

28. Elektrolisis Air

29. Kuat arus x waktu → jumlah muatan → jumlah mol elektron → mol analit → gram analit
Aspek Kuantitatif Elektrolisis
Muatan/Q (C) = arus/I (A) x waktu/t (s)
1 mol 𝒆− = 96500 C

30.  Berapa banyak Ca yang terbentuk pada sel elektrolisis dari lelehan 𝐶𝑎𝐶𝑙2, jika
diketahui arus yang digunakan 0,452 A selama 1,5 jam?
Anoda : 2𝐶𝑙− 𝑙 ⟶ 𝐶𝑙2 𝑔 + 2𝑒−
Katoda : 𝐶𝑎2+
𝑙 + 2𝑒−
⟶ 𝐶𝑎 (𝑠)
𝐶𝑎2+
𝑙 + 2𝐶𝑙−
𝑙 ⟶ 𝐶𝑎 𝑠 + 𝐶𝑙2 (𝑔)
2 mol 𝑒− = 1 mol Ca
𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎 = 0,452
𝐶
𝑠
× 1,5 𝑗𝑎𝑚 × 3600
𝑠
𝑗𝑎𝑚
×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑒−
96500 𝐶
×
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎
2 𝑚𝑜𝑙 𝑒−
= 0,0126 mol Ca
Massa Ca = 0,0126 x 40 = 0,50 gram

31. Produksi Logam Aluminium
Anoda : 3[2𝑂2−
⟶ 𝑂2 𝑔 + 4𝑒−
]
Katoda : 4[𝐴𝑙3+ + 3𝑒− ⟶ 𝐴𝑙 (𝑙)]
2𝐴𝑙2𝑂3 ⟶ 4𝐴𝑙 𝑙 + 3𝑂2 (𝑔)

32. Produksi Natrium
Anoda : 2𝐶𝑙− 𝑙 ⟶ 𝐶𝑙2 𝑔 + 2𝑒−
Katoda : 2𝑁𝑎+ 𝑙 + 2𝑒− ⟶ 2𝑁𝑎 (𝑙)
2𝑁𝑎+ 𝑙 + 2𝐶𝑙− 𝑙 ⟶ 2𝑁𝑎 𝑙 + 𝐶𝑙2 (𝑔)

33. Pemurnian Logam Tembaga
Anoda : 𝐶𝑢 𝑠 ⟶ 𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒−
Katoda : 𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− ⟶ 𝐶𝑢 (𝑠)

34. Korosi (Perkaratan)

35. Korosi (Perkaratan)

36. Proteksi Katodik pada Wadah Penyimpanan Besi

37. TERIMAKASIH