Downloaded 132 times
![PERSAMAAN NERNST
E = potensial elektroda yang ingin diketahui
E0
sel = potensil elektroda pada keadaan standar
R = Tetapan gas 8,314472 J/K mol-1
T = Temperatur (K)
n = jumlah mol elektron yang terlibat reaksi
F = Tetapan faraday 96500 coulomb
[oks] = konsentrasi spesi yang mengalami oksidasi (M)
[red] = konsentrasi spesi yang mengalami reduksi (M)
E= 𝐸𝑠𝑒𝑙
0
−
𝑅𝑇
𝑛𝐹
𝑙𝑜𝑔
[𝑜𝑘𝑠]
[𝑟𝑒𝑑]](https://image.slidesharecdn.com/perhitunganelektrokimia-160808112648/85/Perhitungan-elektrokimia-17-320.jpg)
Uploaded bynurii aini
Perhitungan elektrokimia
Dokumen ini menjelaskan tentang perhitungan elektrokimia, terutama mengenai sel elektrokimia dan reaksi redoks. Terdapat eksperimen yang menunjukkan reaksi antara logam seng dan tembaga, serta metode untuk menentukan potensial elektroda menggunakan elektroda hidrogen. Selain itu, diajarkan tentang hukum Faraday dalam elektrolisis dan perhitungan massa zat yang diendapkan.
Perhitungan elektrokimia
- 1.
- 2. KOMPETESI DASAR 3.5Menerapkan hukum/aturan dalam perhitungan terkait sel elektrokimia 4.5 Memecahkan masalah terkait dengan perhitungan sel elektrokimia
- 3. Pendahuluan Fakta Sel elektrokimiaberlangsung dengan melibatkan energi yang dapat diukur. Konsep Sel elektrokimia berlangsung akibat adanya energi yang berasal dari reaksi redoks Prosedur Menemukan perbedaan dari sel volta dan sel elektrolisis Mengukur besarnya energi yang terlibat pada sel volta dan sel elektrolisis Memecahkan masalah dari aplikasi sel volta dan sel elektrolisis
- 4. Sifat reaksi redoks Apa yangterjadi jika........... 1. Percobaan 1 : logam Seng (Zn) dimasukkan ke dalam larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M ??? 2. Percobaan 2 :Sepotong logam Tembaga (Cu) dimasukkan ke dalam larutan Seng(II) sulfat 0,1 M??? Hasil Pengamatan Sebelum reaksi Sesudah reaksi 1. Logam Zn berwarna silver dan larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M berwarna biru 1. Logam Zn berwarna sedikit cokelat sedangkan larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M berwarna biru muda 2. Logam Cu berwarna kuning kecokelatan dan larutan Seng(II) sulfat tidak berwarna Tidak ada perubahan
- 5. Apa yang terjadijika........... 1. Sepotong logam Seng (Zn) pada percobaan 1 diganti dengan logam alumunium (Al) dan dimasukkan ke dalam larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M ??? Hasil Pengamatan Kesimpulan sementara : Reaksi pada percobaan 1 dapat berlangsung Reaksi pada percobaan 2 tidak dapat berlangsung Sebelum reaksi Sesudah reaksi 1. Logam Al berwarna silver dan larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M berwarna biru 1. Logam Al berwarna sedikit cokelat sedangkan larutan Tembaga(II) sulfat 0,1 M berwarna biru muda
- 6. Berdasarkan percobaan tersebut,dapat diketahui jika reaksinya sebagai berikut : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) Cu(s) + Zn2+(aq) Reaksi redoks yang dapat berlangsung dengan serta merta atau dapat terjadi secara langsung disebut reaksi redoks yang bersifat spontan Kebalikan dari reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks tidak spontan
- 7. Reaksi redoks spontan sel volta
- 8. Apa yang sebenarnyaterjadi ??? • Pada Anoda • Logam Cu melepaskan elektron yang melewati kumparan kabel menuju ke katoda • Logam Cu melepaskan elektron dan membentuk ion Cu2+ Cu(s) Cu2+ (aq) + 2e • Maka pada anoda bermuatan negatif • Pada katoda • Ion Ag+ menangkap elektron tersebut sehingga membentuk endapan yang melapisi logam Ag • ion Ag+menangkap elektron dan membentuk endapan Ag • Ag+ (aq) + e Ag(s) • Aliran elektron dari anoda menuju katoda akibat reaksi redoks, menimbulkan energi • Energi tersebut ditangkap oleh volt meter sebagai potensial listrik • Sehingga pada sel volta perubahan energi yang terjadi adalah energi kimia menjadi energi listrik
- 9. • Energi yangditangkap oleh voltmeter sebagai potensial listrik merupakan aliran elektron • Ada 2 spesi : melepaskan dan menerima elektron • keduanya memiliki energi : melepas dan menerima • Kedua spesi memiliki potensial listrik yang berbeda • Sehingga agar reaksi berlangsung keduanya harus memiliki beda potensial listrik • Kedua spesi tersebut adalah elektroda, yaitu katoda dan anoda • Agar dapat melangsungkan suat ureaksi (perpindahan elektron) maka kedua elektroda harus memiliki beda potensial listrik, yang dikenal sebagai potensial elektroda (E)
- 10. Sehingga apabila padavoltmeter menunjukan angka 1,1 v Artinya beda potensial antara katoda dan anoda adalah 1,1 v Bagaimana cara mengetahui potensial listrik salah satu elektroda?
- 11. Potensial elektroda • sangatsulit untuk menentukan potensial elektroda tunggal secara langsung • Oleh karena itu dibutuhkan elektroda pembanding, yaitu elektroda hidrogen Mengapa digunakan elektroda hidrogen ??????
- 12. • Menurut percobaandisamping, elektroda platina tidak bereaksi, hanya berfungsi sebagai media • Reaksi yang terjadi : 2H+(aq) + 2e H2(g) E = 0 V • Elektroda hidrogen diperoleh dengan mengairkan gas hidrogen murni kedalam wadah platina yang ditutup dengan kawat platina hitam tipis pada tekanan 1 atm, dan temperatur 250C wadah tersebut berada pada larutan yang mengandung ion H+ 1M
- 13. • Karena hargapotensial elektroda hidrogen = 0 v, maka elektroda lain dapat diketahui harga potensial elektrodanya dengan menggunakan elektroda hidrogen sebagai elektroda pembanding • Karena keadaan pengkuran tersebut (tekanan 1 atm, dan temperatur 250C wadah tersebut berada pada larutan yang mengandung ion H+ 1M ) menyebabkan harga potensial elektroda yang dihasilkan disebut sebagai potensial elektroda standar (E0) • Berikut adalah beberapa data mengenai potensial elektroda standar (E0) beberapa logam yang diukur pada kedaan standar (Satuan volt)
- 14. • Berdasarkan datatersebut kita dapat mengetahui harga potensial elektroda standar tanpa harus melakukan percobaan • Harga potensial sel standar dapat dihitung dengan cara membandingkan harga potensial elektroda standar katoda dan anoda yang didapat dari data potensial elektroda standar • Misalnya dari contoh sebelumnya : Cu(s) Cu2+ (aq) + 2e E0 = -0,34 V Ag+ (aq) + e Ag(s) E0 = +0,80 V Reaksi : Cu (s) + 2Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2Ag(s) maka : E0sel = E0katoda - E0anoda = +0,80 – (-0,34 v) = 1,14 v E0sel = E0katoda - E0anoda E0sel bernilai positif reaksi dapat berlangsung E0sel bernilai negatif Reaksi tidak dapat berlangsung
- 15. • Selain potensialelektroda standar, keberlangsungan reaksi dapat diketahui melalui deret volta • Deret volta ialah harga potensial elektroda standar dari unsur logam yang disusun menjadi sebuah deret • Reaksi X(s) + Y+ (aq) X+(aq) + Y(s) dapat berlangsung apabila Logam x berada disebelah kiri logam Y Contoh : Cu (s) + 2Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2Ag(s)
- 16. Bagaimana caranya menghitungbeda potensial elektroda jika tidak dilakukan pada keadaan standar ? Apa harus melalui percobaan ?
- 17. PERSAMAAN NERNST E =potensial elektroda yang ingin diketahui E0 sel = potensil elektroda pada keadaan standar R = Tetapan gas 8,314472 J/K mol-1 T = Temperatur (K) n = jumlah mol elektron yang terlibat reaksi F = Tetapan faraday 96500 coulomb [oks] = konsentrasi spesi yang mengalami oksidasi (M) [red] = konsentrasi spesi yang mengalami reduksi (M) E= 𝐸𝑠𝑒𝑙 0 − 𝑅𝑇 𝑛𝐹 𝑙𝑜𝑔 [𝑜𝑘𝑠] [𝑟𝑒𝑑]
- 18. reaksi redoks yangbersifat tidak spontan sel elektrolisis • Reaksi pada sel elektrolisis dapat berlangsung apabila kita memberinya energi berupa potensial listrik • Sehingga kebalikan dari sel volta pada elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia • Pada sel elektrolisis, arus listrik yang digunakan menyebabkan adanya reaksi redoks • Salah satu bentuk reaksi redoks adalah timbulnya endapan pada salah satu elektroda, yang berarti ada zat yang dibebaskan oleh salah satu spesi • zat yang dibebaskan dihitung sebagai massa
- 20. Bagaimana cara menghitung massadari zat yang dibebaskan ?
- 21. HUKUM FARADAY • HukumFaraday I • Massa zat yang dibebaskan berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik • Massa ~ Q • Massa ~ i. t • Hubungan antara massa yang dibebaskan dengan jumlah muatan listrik menjadi demikian • Massa zat yang dibebaskan = Q • Massa zat yang dibebaskan = i . t...................... (1)
- 22. Stoikiometri reaksi elektrolisis •Arus listrik = aliran elektron • Jumlah muatan listrik = 1 Faraday • 1 Farday = 96500 coulomb • 1 Faraday = 1 mol elektron • 1 Faraday = 1 mol elektron = 96500 coulomb • Sehingga : • Q = 96500 coulomb • 1 mol elektron = 96500 C • Maka Q = mol elektron x 96500 ............................ (2)
- 23. • Persamaan 1dan 2 disubtitusikan • Q 1 = Q2 Massa zat yang diendapkan =mol elektron x 96500 I .t = mol elektron x 96500 Mol elektron = 𝒊𝒙 𝒕 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 Misal : Ln+(aq) + ne- L(s) 1 mol elektron ~ 1 mol zat L Sehingga : i.t/96500 = 1/n (i.t/96500) • Karena massa zat yang dibebaskan juga sama dengan mol zat itu dikali massa molarnya (massa ekivalen) • Maka berlaku : Massa zat yg mengendap = 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒆𝒌𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏 𝒂𝒓𝒖𝒔 𝒙 𝒘𝒂𝒌𝒕𝒖 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎
- 24. Aplikasi perhitungan elektrolisispada kehidupan sehari hari • Penyepuhan (Elektroplating) • Dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau memperbaiki penampilan suatu logam • Logam yang akan disepuh atau diperbaiki dijadikan sebagai katoda dan logam penyepuhnya dijadikan sebagai anoda • Misalnya kita ingin menyepuh sendok besi dengan logam perak dengan arus listrik 0,5 A selama 30 menit, berapakah massa perak yang melapisi sendok besi ? • Langkah –langkahnya : • Arus listrik (i) = 0,5 A • Waktu = 30 menit = 1800 detik • Massa yang diendapkan ?
- 25. • Massa ekivalendari Perak (Ag) • Massa ekivalen = 𝐴𝑟 𝐴𝑔 𝑏𝑖𝑙𝑜𝑘𝑠 = 108 1 = 108 • Massa zat yg mengendap = 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒆𝒌𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏 𝒂𝒓𝒖𝒔 𝒙 𝒘𝒂𝒌𝒕𝒖 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 • Massa zat yg mengendap = 𝟏𝟎𝟖 𝟎,𝟓 𝑨 𝒙𝟏𝟖𝟎𝟎 𝒔 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 • Massa zat yg mengendap = 1,0072 gram
- 26.