Elektrokimia 2014
Pengantar
• ELEKTROKIMIA – Studi tentang interkonversi antara listrik dan energi kimia
• Konversi ini mengambil tempat dalam sel elektrokimia yang bisa berbentuk – Sel volta (Voltaic Cell) – Sel elektrolit (Electrolytic Cell) – Sel bahan bakar (Fuel Cell)
Prinsip Elektrokimia pada Voltaic Cell
• Reaksi redoks dapat menjadi sumber energi dalam sel volta • Elektron yang dihasilkan oleh anoda dipindahkan ke katoda yang mengkonsumsi elektron • Untuk melakukan ini, elektron bergerak melalui rangkaian luar, yang melakukan kerja listrik
Sel Elektrokimia Sel Galvani dan Sel Elektrolisis Sel galvani TEMBAGA-PERAK:
Setengah-reaksi oksidasi di gelas piala sebelah kiri (anion anoda): Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Setengah reaksi reduksi sebelah Kanan (kation katoda):
Ag+(aq) + 2e- → Ag(s) Secara skematis dapat ditulis: Tembaga
Perak
Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag
Sel Voltaic Zn-Co3+ VOLTASE (tegangan, voltage): Ukuran dari spontanitas reaksi
Tergantung pada dua hal: 1. Sifat dari setengah-reaksi yang terjadi pada elektroda 2. Konsentrasi dari bahan-bahan yang terlibat Pengukuran voltase pada konsentrasi standar 1. menghitung perubahan energi bebas standar 2. Konstanta kesetimbangan reaksinya
Jembatan Garam (Salt Bridge) • Pergerakan ion-ion itu melalui jembatan garam yang menghubungkan dua gelas • Jembatan garam: – – – –
bentuknya gelas tabung-U Disumbat masing-masing ujungnya dengan benang halus dari kaca Diisi dengan larutan garam yang tidak menjadi bagian dalam reaksi elektroda Biasanya: KNO3 (pottasium nitrat) • Ion K+ berpindah dari jembatan garam ke setengah-sel katoda • Ion NO3- berpindah ke setengah-sel anoda
Reaksi pada Elektroda Bukan Logam
• • • •
• Reaksinya: Zn(s) + 2Co3+(aq) Zn2+(aq) + 2Co2+(aq) • Karena tidak ada logam pada setengah-sel katoda, digunakan elektroda inert yang dapat menghantarkan listrik Yang sering digunakan adalah platinum (Pt) Pada katoda, ion Co3+ diperoleh dari larutan Co(NO3)3 Reaksinya: anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e (oksidasi) katoda: Co3+(aq) + e Co2+(aq) (reduksi) Notasi selnya: Zn(s)|Zn2+|| Co3+, Co2+|Pt
Sel Voltaic Cl2-Br2
Notasi selnya: Pt|Br2, Br-|| Cl-, Cl2|Pt
Selisih Potensial Listrik (E) Disebut juga tegangan sel Dapat diukur dengan alat voltmeter Sel galvani (sel volta): • Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan • Reaksi kimia menghasilkan energi listrik Sel elektrolisis: • Sebuah sel dimana potensial luar yang berlawanan menyebabkan reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara tak spontan • Energi listrik menyebabkan reaksi kimia terjadi -
Konsep Redoks OKSIDASI
REDUKSI
Menerima Oksigen
Kehilangan Oksigen
Kehilangan Hidrogen
Menerima Hidrogen
Kehilangan Elektron
Menerima Elektron
Spontanitas Redoks
• PRINSIP – Jika voltase (E) yang dihitung untuk sebuah reaksi redoks jumlahnya POSITIF, maka reaksinya akan SPONTAN – Sebaliknya, jika bernilai NEGATIF, maka reaksinya TIDAK AKAN SPONTAN
Li is the strongest reducing agent
F2 is the strongest oxidation agent
Contoh Gunakan tegangan standar yang ada di Table 18.1, putuskan apakah pada konsentrasi standar a) Reaksi 2Fe3+(aq) + 2I- (aq) 2Fe2+(aq) + I2(s)
b) Fe(s) akan dioksidasi ke Fe2+ oleh perlakuan dengan asam hidrokhlorik c) Sebuah reaksi redoks akan terjadi saat jenis yang mengikutinya dicampur dalam larutan asam: Cl-, Fe2+, Cr2+, I2
Jawaban (1) a) Uraikan reaksinya kedalam dua setengah-reaksi 2Fe3+(aq) + 2e 2Fe2+(aq) Eored = +0.769 V 2I-(aq) I2(s) + 2e Eooks = -0.534 V 2Fe3+(aq)+2I-(aq) 2Fe2+(aq)+I2(s) Eored = +0.235 V karena Eo positif, maka reaksinya spontan pada konsentrasi standar
Jawaban (2) b) Setengah-reaksi oksidasi: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e Eooks = +0.409 V Asam hidrokhlorik mengandung ion H+ dan Cl-. Dari dua ion ini, hanya H+ yang tertera di kolom kiri dari Table 18.1; ion Cl- tidak dapat direduksi. Setengah-reaksi reduksi: 2H+(aq) + 2e H2(g) Eored = 0.000 V Tegangan yang dihitung positif: Eo = +0.409 V + 0.000 V = +0.409 V Reaksi redoks berikut, diperoleh dari menjumlahkan setengah-reaksinya: Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g) seharusnya dan dapat terjadi
Jawaban (3) c)
Cara yang paling singkat untuk menyelesaikan soal ini adalah memulai dengan mendaftar semua setengah-reaksi yang mungkin dari jenis-jenis ini sebagaimana ada di Table 18.1. Lalu lihatlah jika dijumlahkan Eored dan Eooks memberikan nilai Eo positif. Yang terlibat adalah Cl-, Fe2+, Cr2+, I2
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e (oksidasi) Fe2+(aq) + 2e Fe(s) (reduksi) Fe2+(aq) Fe3+ (aq) + e (oksidasi) Cr2+(aq) Cr3+ (aq) + e (oksidasi) I2(s) + 2e 2I- (aq) (reduksi)
Eo = -1.360V Eo = -0.409V Eo = -0.769V Eo = +0.408V Eo = +0.534V
Kombinasi yang memberikan Eo positif adalah reaksi iodina dengan khrom(II):
POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN KESETIMBANGAN Kerja listrik
Wlistrik Q.E Wlistrik I .t.E
Tanda negatif muncul karena konvensi termodinamika
Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energy bebas (∆G), dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, serta kerja listrik maksimum yang mampu dihasilkan dari reaksi
- wlistrik.maks = |∆G| (pada T dan P konstan) Jika sel difungsikan reversibel
ΔG Wlistrik - QE - nFE
o
Contoh Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode 1,5 jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaian dan kerja listrik yang dilakukan oleh aki Penyelesaian Muatan total adalah Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C Kerja listrik adalah 4 elek = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 10 J Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh aki adalah negatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.
w
Contoh
• Sebuah setengah-sel Zn2+|Zn dihubungkan dengan sebuah setengah-sel. Cu2+|Cu untuk membuat sel galvani, dimana [Zn2+] = [Cu2+] = 1.00 M. Tegangan sel pada 25°C diukur sama dengan E° = 1.10 V, dan Cu diamati melapisi selama berlangsungnya reaksi. Hitung ∆G° untuk reaksi kimia yang berlangsung dalam sel, untuk 1.00 mol seng terlarut.
Jawaban • Reaksinya adalah Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) • Karena Cu adalah produk. Untuk reaksi yang tertulis, di mana 1 mol Zn(s) dan 1 mol Cu2+(aq) bereaksi, 2 mol elektron melewati rangkaian luar, sehingga n =2. Oleh karena itu, ∆G° = - n F E° = - (2.00 mol)(96.485 C/mol)(1.10 V) = - 2.12 x 105 J = - 212 kJ
Hubungan Eo, K dan Go
PERSAMAAN NERNST RT Q = reaction quotient EE ln Q nF 0.0257V o o EE ln Q (pada 25 C ) n o
Contoh • Perhatikan sebuah sel voltaic dalam mana terjadi reaksi berikut: O2(g, 0.98 atm) + 4H+(aq, pH = 1.24) + 4Br-(aq, 0.15 M) 2H2O + 2Br2(l)
a) Hitung E untuk sel tersebut pada 25oC b) Saat sel voltaic pada 35oC, E dihitung pada 0.039 V. Berapa Eo pada 35oC?
Jawaban (1)
Jawaban (2)
Contoh • Sebuah sel volta pada suhu 25oC memiliki reaksi: Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) • Tegangannya adalah sebesar 0.560V pada [Zn2+] = 0.85 M dan tekanan parsial H2 adalah sebesar 0.988 atm. Eo Zn‖ Zn2+ = +0.762V dan Eo H+‖H2 = 0.000V. Berapa pH pada sel setengah H2H tersebut?
Jawaban 0.0257V EE ln Q (pada 25o C ) n o
E = 0.560V Eo = Eo Znǀ Zn2+ + Eo H+ǀH2 = +0.762V + 0.000V = +0.762V Reaksi-setengah redoks: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e2H+(aq) + 2e- H2(g) Jadi n = 2 2
Q
(0.85)(0.988)
[ Zn ] pH 2 2
[H ]
2
[H ]
Jawaban 0.0257V ln Q EE n 0.0257V (0.85)(0.988) ln 0.506V 0.762V [ H ]2 2 2 0.84 15.7 0.762V 0.506V ln 2 0.0257V [H ] 0.84 6 10 x 7 . 6 [ H ]2 o
[ H ] 3.5 x 10-4 pH 3.45
pH Meter
Sel Elektrolit • Sel elektrolit: reaksi redoks tak-spontan yang dibuat untuk terjadi dengan memompa energi listrik kedalam sistem
SEL ACCU ACCU Sel Leclanche (sel kering seng-karbon) Elektroda positif Katoda grafit Selubung kertas
Anoda seng
Bubuk basah ZnCl2 dan NH2Cl MnO2 + grafit Elektroda negatif
Reaksi Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2eKatoda : 2 MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2NH4+(aq) → Zn2+ + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Dalam sel kering alkalin, NH4Cl diganti dengan KOH Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-
Katoda : 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq) Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)
Sel Seng-Merkuri Oksida Berbentuk kancing (pipih) kecil
Anoda : Campuran merkuri dan seng Katoda : Baja yang kontak dengan HgO(s) Elektrolit : KOH 45%
Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2eKatoda : HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq) Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Hg(l)
Aki yang Dapat Diisi Ulang (Rechargeable) • Aki sekunder • Diisi ulang dengan cara memberikan potensial luar yang berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel
• Sel nikel-kadmium (baterai nicad; baterai isi ulang) Anoda : Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2eKatoda : 2 NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e- → 2NiO(OH)(s) + 2OH-(aq) Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)(s)
Aki Penyimpan Timbal-asam (Digunakan dalam Mobil) • Aki mobil terdiri dari beberapa sel • Setiap sel terdiri dari pelat positif dan pelat negatif • Sel ini dibuat dari pelat logam timbel berpori, dengan maksud mempermudah reaksi kimia pada permukaan berpori tersebut • Bahan aktif dari pelat positif adalah timbel dioksida (PbO2) berwarna coklat dan untuk pelat negatif adalah timbel (Pb) berwarna abu – abu.
Anoda : Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2eKatoda : PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H3O+ + 2e- → PbSO4(s) + 6H2O(l ) Pb(s) + PbO2(s) + 2SO42-(aq) + 4H3O+ → 2PbSO4(s) + 6H2O(l)
ELEKTROLISIS • Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita • Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan • Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan • Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis • Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya • Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g)
2 Jenis Elektrolisis • 2 Jenis elektrolisis: – Elektrolisis lelehan (leburan): kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di
anoda – Elektrolisis larutan: menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH- (basa)
• Beberapa hal penting: 1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda 2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda 3. Pada elektrolisis larutan: a) bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katod b) bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
Contoh 2 Jenis Elektrolisis • Contoh elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) : – Katoda (-) : 2 Na+(l) + 2 e- ——> 2 Na(s) ……………….. (1) – Anoda (+) : 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2) – Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ——> 2 Na(s) + Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]
• Contoh elektrolisis larutan garam NaCl: – Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) ………… (1) – Anoda (+) : 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2) – Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(g) + 2 OH-(aq) …… [(1) + (2)]
Latihan
Jawaban • Reaksi redoks: – Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- H2(g) + 2 OH-(aq) – Anoda (+) : 2 Cl-(aq) Cl2(g) + 2 e– Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g) + 2 OH-(aq)
a) Jumlah e = (0.228 mol)(6.022 x 1023 e/mol) = 1.37x1023 e b) Jumlah muatan (Q) = (0.228 mol)(9.648 x 104 C/mol) = 2.20x104 C c) Produksi H2 = (0.228 mol)(0.5)(2 g/mol) = 0.228 g Produksi Cl2 = (0.228 mol)(0.5)(70.9 g/mol) = 8.80 g
Sel Bahan Bakar (Fuel Cell)
• Aki: bila bahan kimia habis, aki harus diisi ulang atau dibuang • Sel bahan bakar : Dirancang untuk operasi kontinu, dengan reaktan yang disuplai dan produk diambil secara kontinu • Prosesnya merupakan kebalikan dari elektrolisis. – Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk menguraikan air menjadi hidogen dan oksigen.
• Dengan membalik proses ini, hidrogen dan oksigen direaksikan dalam fuel cell untuk memproduksi air dan arus listrik
Sel Bahan Bakar • Contoh sel bahan bakar: sel bahan bakar hidrogen-oksigen, yang digunakan pada misi ruang angkasa Amerika • Anoda (karbon berpori, berisi nikel) : H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) + 2e• Katoda (karbon berpori berisi nikel: ½O2(g) + H2O(l) + 2e- → 2OH2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Kendala Sel Bahan Bakar 1. Apabila digunakan bahan bakar hidrogen, maka dibutuhkan tanki pengaman yang berdinding tebal dan memiliki katup pengaman. Selain itu diperlukan kompresor untuk memasukannya kedalam tanki. 2. Apabila yang dibawa adalah hidrogen cair, maka akan timbul kesulitan karena harus dipertahankan pada suhu -253,15oC pada tekanan 105Pa. 3. Apabila digunakan metanol sebagai pengganti hidrogen, maka dibutuhkan reformer. Tetapi efisiensi menjadi menurun. 4. Suhu yang cukup tinggi saat pengoperasian antara 60o-120oC
Jenis Sel Bahan Bakar • Jenis fuel cell ditentukan oleh material yang digunakan sebagai elektrolit yang mampu menghantar proton. • Pada saat ini ada 8 jenis fuel cell yaitu: 1. Alkaline Fuel Cell (AFC) 2. Proton exchange membrane, juga disebut Proton Electrolyte Membrane (PEM)
3. 4. 5. 6. 7. 8.
Phosphoric Acid Fuel Cell PAFC) Molten carbonate Fuel Cell (MCFC) Solid oxide Fuel Cell (SOFC) Direct methanol fuel cells (DMFC) Regenerative fuel cells (RFC) Photovoltaic Fuel Cell (PVFC)
Perbandingan Jenis FC
Reaksi pada Jenis FC
AFC
PEM
PAFC
MCFC
SOFC
DMFC
Regenerative FC
KOROSI DAN PENCEGAHANNYA
Korosi O2 Katoda
Film H2O Anoda
H3O+ Lapisan cat
Fe2+ Reaksi anoda Fe → Fe2+ + 2e-
e-
eReaksi katoda ½O2 + 2H3O+ + 2e- → 3H2O
Reaksi kedua: (6+x)H2O(l) + 2Fe2+(ag) + ½O2(g) → Fe2O3.xH2O(s) + 4H3O+(aq) Reaksi total: 2Fe(s) + 3/2O2(g) + x H2O(l) → Fe2O3. x H2O(l)
Besi
Korosi • Beberapa daerah logam berperan sebagai anoda dan daerah lain sebagai katoda • Anoda: Besi berubah menjadi ion ferro (Fe2+) – Permukaan logam menjadi berlubang (kehilangan logam karena oksidasi besi dan aliran ion logam ke katoda)
• Katoda : Ion ferro – yang terbentuk secara simultan pada anoda kemudian bermigrasi ke katoda, dan selanjutnya dioksidasi oleh O2 membentuk karat (Fe2O3.xH2O)
• Pencegahan korosi – Pelapisan logam dengan cat atau plastik – Pasivasi (pembentukkan lapisan tipis logam oksida di permukaan logam)
Persamaan-persamaan Kunci 1. Tegangan Standar : o o E o E red E ox
2. E o , G o , K : o G RT ln K 0.0257V o E ln K (pada 25o C) nF nF n 3. Persamaan Nernst : RT 0.0257V o o EE ln Q E ln Q (pada 25o C) nF n
QUIZ 1.
2.
