Kimia2

19,414 views

Published on

Published in: Technology, Business
0 Comments
3 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
19,414
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
311
Comments
0
Likes
3
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Kimia2

  1. 1. KIMIA <br />SEL ELEKTROKIMIA <br />16859250<br />Disusun Oleh : <br />DWI RETNO FERDIANSYARI <br />03 / XII IA3 <br />SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP <br />TAHUN AJARAN 2009 – 2010<br />Jl. Urip Sumoharjo Kota Sumenep.<br />SEL ELEKTROKIMIA<br />SEL VOLTA <br />Definisi sel volta <br />Sel volta merupakan suatu perangkat yang mengubah energi suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik. Conth penggunaan baterai dan aki. <br />Sel volta atau sel galvani <br />Alessandro Volta (1745-1827) menemukan bahwa suatu reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Luigi galvani ( 1737 – 1798 ) mengamati bahwa kodok yang dibedahnya bergetar krtika dua logam yang berbeda ditusukkan kedalamnya dan saling dihubungkan. Awalnya, Galvani menduga bahwa getaran ini ditimbulkan oleh listrik yang berasal dari tubuh binatang tersebut. Namun hipotesis ini tertolak ketika volta mengulangi eksperimen yang sama pada saat cuaca cerah ( sehingga tidak ada petir ) ternyata ia memperoleh hasil yang sama, volta menarik kesimpulan bahwa arus listrik timbuk dari kedua logam tersebut. Pada tahun 1799 ( ketika ia bekerja di Universitas Pavia ) volta berhasil merancang alat yangmengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta. <br />Proses Sel Volta <br />Dalam suatu sel volta selalu terdapat dua elektrode yaitu katode ( Kutub Positif ) dan anode ( Kutub Negatif) <br />Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut : <br />Reaksi oksidasi (anode) : Reaksi oksidasi ( anode ) : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- <br />+Reaksi reduksi ( katode ): Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)<br />Reaksi Sel : Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) <br />Penulisan reaksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambang sel tersebut Zn (s)│Zn2+ (aq)║Cu2+ (aq)│Cu (s) <br />Reaksi oksidasi diruas kiri (anode) dan reaksi dan reaksi redoksi di ruas kanan (katode) keduanya dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║) berfungsi menyeimbangkan muatan pada setiap larutan. <br />Perhitungan Potensial Sel <br />Potensial sel merupakan selisih potensial listrik antara elektrode yang mendorong elektron mengalir yang di sebabkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode elektrode. <br />Potensial elektrode merupakan potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode dengan elektrode hidrogen. Oleh karena itu, potensial atom hidrogen disebut juga potensial elektrode standar. <br />2H+ (IM) + 2e- → H2 (g); Eo = O volt<br />Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami oksidasi ), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif. <br />Contoh : Co2+ (aq) + 2e- → (ucs); Eo = O volt<br />Adapun unsur yang mengalami reaksi oksidasi dengan hidrogen ( hidrogen mengalami redoksi ) potensial redoksi unsur tersebut diberi tanda positif <br />Contoh : Ni2+ (aq) + 2e- → Ni (s); Fo = - 0,25 volt <br />Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan volmeter atau potensial meter dan juga dapat dihitung berdasarkan data potensial (katode) dan potensial elektrode negatif (anode)<br />Esel = Eoreduksi - Eooksidasi Esel = Eokatode - Eoanode<br />Berlangsungnya suatu reaksi redols <br />Suatu reaksi dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial positif antara kedua setengah reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi redoks dapat berjalan spontan apabila Eosel > O (+). Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi logam pada deret volta. Deret volta merupakan urutan unsur-unsur yang di susun berdasarkan data potensial reduksi. Reduksi <br />Li K Ba Ca Na Mg Ac Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H)<br /> Cu Hg Ag Pt Au<br />Reaksi pendesakan logam dapat dituliskan sebagai berikut <br />L(s) + M+ (aq) → L+ (aq) + M(s)<br />Kegunaan sel utama dalam kehidupan sehari-hari <br />Aki (akumolator)<br />Aki banyak digunakan untuk kendaraan bermotor karena dapat menghasilkan listrik cukup besar dan dapat di isi kembali. Sel aki terdiri atas lempeng Pb sebaga anode dan lempeng PbO2 sebagai katode. Adapun larutan H2SO4 digunakan sebagai elektrolit. Sel ini dapat disetrup kembali (diisi ulang) untuk mengemabalikan konsistensi asam solfait berikut persamaan reaksinya <br />2PbSO4 (aq) + 2H2O (i) → Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq) <br />Baterai Biasa atau sel kering <br />Merupakam baterai yang terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode dan batang karbon inert (tidak reakif) yang berfungsi sebagai katode. Seng tersebut berisi pasta dari campuran baatu kawi (MnO2), salmiak (NH4Ce), karbon (C), dan sedikit air. Permukaan katode (karbon), MnO2 mengalami reduksi yaitu : <br />Anode : Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-<br />Katode: 2MnO2(s) + 2NH4 + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O<br /> Zn(s) + 2NH4 + (aq) + 2MnO2(s) → Zn2+ (aq) + Mn2O3(5) + 2NH3(aq) + H2O(e)<br />Bateri Alkali <br />Merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada jenis elektrolitnya. Elektrolitnya berupa besi yaitu KOH dan NaO. Larutan KOH menggantikan NH4Ce (bersifat asam) reaksi pada electrode alkali sama dengan baterai biasa yaitu oksidasi seng dan reduksi mangan dioksida (MnO2), tapi hasilnya berbeda. <br />Reksinya adalah : <br />Anode : Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(e) + 2e-<br />Katode : 2MNO2 (s) + H2O (e) + 2e- → Mn2O3 (s) + 20H-(aq)<br />SEL ELEKTROLISIS <br />Definisi <br />Rangkaian alat yang menunjukkan kimia akibat dialirkannya arus listrik <br />Ilmuan yang Menemukan Metode Elektrode <br />Seorang ilmuwan yang bernama Sir Humphry davy yang menemukan tentang metide elektrolisis kemudian dikembangkan oleh seorang ilmuwan yang berasal dari inggris yaitu Michael Faraday, dimana ia mengalirkan arus listrik kedalam larutan elektrolit dan ternyata larutan tersebut mengalami reaksi kimia. Electrode pada sel elektro elektrolisis berbeda berbeda dengan electrode sel volta dimana katode merupakan kutub negative dan anode merupakan kutub positif <br />Reaksi Elektrolisis <br />Kalian (ion positif) dari larutan elektrolit tertarik kekatode yang kemudian mengalami readuksi dan atom menjadi netral. Anion (ion negatif) tertarik ke anode dan teroksidasi menjadi atom netral.<br />Berdasarkan potensial electrode standartnya, maka digunakan untuk menamakan reaksi di katode dan anode pada sel eletrolisis yaitu : <br />Reaksi pada katode (reduksi terhadap kation)<br />Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al3+, Mn dan ion-ion logam yang memiliki Fo < - 0,83 volt tidak direduksi terjadi pada pelarut air<br />2H2O(e) + 2e- → 2OH- (aq + H2(q))<br />Ion-ion logam yang memiliki Eo> 0,83 volt di reduksi menjadi logam <br />Ln+(aq) + ne-→L(s) <br />Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hydrogen (H2) <br />2H+(aq) +2e- → H2(q)<br />Elektrolisis leburan (cairan) elektrolit tanpa, ion-ion logam pada urutan (1) diatas mengalami reaksi : <br />Ln+(aq) + ne → L(s)<br /> Reaksi pada anode (oksidasi terhadap) anion <br />Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum (SO42- dan NO3-) tidak dapat dioksidasi pada pelarut (air) terbentuk O2. <br />2H2O(e) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-<br />Ion-ion halide ( x- ) dioksidasi mengadi gas halogen (X2)<br />2x-(aq) → x(2(g) + 2e- <br />Ion OH-(basah) dioksidasi mengadi gas oksigen (O2)<br />4OH-(aq) →2H2O(e) + O2(g) + 4e-<br />Proses penyembuhan & pemurnian logam dipakai suatu logam (sebagai anode) sehingga mengalami oksidasi menjadi ion yang larut. <br />L(s) → Ln+(aq) + ne-<br />Macam-macam electrode yang digunakan pada elektosis yaitu :<br />Elektrode enert yaitu electrode yang tidak dapat bereaksi (pt,C,Au)<br />Electrode tidak inert yaitu electrode yang dapat beraksi (Cu dan ag), dimana yang teroksidasi pada anode : <br />L(s) → Ln+ (aq) + ne- <br />Hukum Faraday <br />Hukum I Faraday <br />Michael Faraday menemukan tentang hubungan antara arus listrik dan zat yang dihasilkan melalui Hukum Faraday I yang menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan atau di larutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa molar zat tersebut. <br />Rumus Faraday I <br />w=Ar nx i x tf atau w=Mr n x i x tf<br />Keterangan : <br />W : massa zat yang dihasilkan (g)<br />I : kuat arus listrik (ampere) <br />T : waktu (sekon)<br />F : tetapan Faraday, if : 96.500 coolomb <br />Hukum II Faraday <br />Setiap larutan mendapatkan arus listrik yang sama sehingga dari setiap larutan akan dihasilkan massa zat yang ekuivalen (brek) sama <br />i x t F = w x nar konstan <br />Rums Faraday II <br />w1x n1 Ar1 =w2 x n2Ar2<br />Kugunaan sel Elektrolisis dalam Industry <br />Pembuatan gas <br />Sel electrosis digunakan dalam pembuatan gas, misalnya pembuatan gas oksigen hydrogen dan klorin. Elekrolisis air menghasilkan gas oksigen pada salah satu electrode dan gas hydrogen pada electrode lainnya <br />Penyepuhan <br />Penyepuhan ini berfungsi untunk melindungi logam terhadap korosi atua untuk memperbaiki penampilan. Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel dengan elektrolit larutan dan electrode reaktif. <br />Daftar Pustaka <br />Sutresno, Nana. 2007. Cerdas Belajar kimia kelas xii. Bandung. Grafindo kasnan, lilik. 2006. Kreatif. Klaten. Viva pakarindo.<br />

×