soal setengah reaksi
DESCRIPTION
bmjhgmhnTRANSCRIPT
Elektrokimia
~ ELEKTROKIMIA ~
I. 1. Pendahuluan
Sistem Elektrokimia
o Elektrode – larutan.o Proses elektrokimia : Redokso Konduktor elektronik : pada sirkuit luar
Studi elektrokimia adalah ; Penting !!! • Industri • Komersial
- proses korosi- sel bahan bakar dll
1
Sel Elektrokimia
Energi listrikEnergi Kimia
Proses Elektrolisis
Sel Elektrolisis
Elektrode
Anode Katode
Proses Oksidasi
Proses Reduksi
Elektrokimia
I. 2. Sel Gavanik / Sel Voltaik
Salah satu jenis Sel Elektrokimia
Contoh : Sel Daniell
1. Wadah Cu
2. Larutan Cu SO4
3. WADAH POROUS
4. Batang Zn
5. Larutan Zn SO4
1. Lempengan Cu
2. Larutan Cu SO4
3. JEMBATAN GARAM
4. Lempengan Zn
5. Larutan Zn SO4
Zn (s) Zn2+(aq) Cu2+ (aq) Cu(s)
½ sel kiri (anode) : Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2e ½ sel kanan (katode) : Cu2+
(aq) + 2e → Cu(s)
Jembatan garam :
Pipa U berisi larutan jenuh KCI / NH4 NO3 dalam agar-agar .
Melaluinya ion-ion (+) / (-) dapat bergerak dari larutan satu ke yang lain.
Contoh sel gavanik
2
Reaksi total : Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+
(aq) + Cu(s)
H2
HCl(1M)
AgCl
Ag
Pt
25
3
4 1
Pt Pt
Elektrokimia
PtFe2+(1M) , Fe3+
(1M) MnO4-(1M) , Mn2+
(1M)Pt PtH2 (1 atm)HCl (1M)AgCl (s)Ag (s)
½ H2( )g
+ AgCl( )s → H+ ( )aq + Ag ( )s + Cl- ( )aq
Tugas : Sel Weston
- Diagram & reaksi sel
- Gambar sel
Cara penulisan & perjanjian :
Rumus kimia
(……)
,
: Zat yang terlibat
: - Konsentrasi larutan
- Tekanan gas
- Bentuk fasa
: Kontak antar dua fasa
: Dua / lebih zat yang berada dalam larutan
: Jembatan garam / pori pemisah
1/2 sel yang mengalami oksidasi berada di sebelah kiri
I. 3. Pengukuran Potensial Sel
Selisih potensial antara dua buah ½ sel : ε sel = Potensial sel berkaitan dengan :
kemampuan oksidasi dan reduksi dari kedua ½ sel
ε sel = 0
ε sel > 0 reaksi sel adalah spontan
ε sel < 0
Menurut termodinamika, E > 0 bila ∆ G < 0.
Bila reaksi berlangsung pada P dan T tetap serta reversibel, maka penurunan energi
bebas akan terwujud sebagai kerja oleh sistem, yaitu kerja listrik
Kerja listrik = jumlah e x potensial = q coulomb x ε volt
3
Elektrokimia
= q ε coulomb volt = q ε joule
Bila ada 1 coulomb elektron pindah dari anode ke katode maka kerja = 1x ε joule, dan
perubahan energi bebas sel, adalah : ∆ G = -ε sel
1 coulomb = 6,242 x 1018 elektron dan 1 faraday = 96.489 coulomb / ekivalen
= muatan dari 1 mol (= 6,023 x 1023 ) elektron.
Bila pada suatu reaksi sel tertentu terjadi perpindahan elektron sebanyak n ekivalen,
maka :
…………………………………………..…….(1)
Menurut persamaan Gibbs – Helmholtz :
∆G = ∆H + T [ δ /δT (∆G) ] ……………………………………………..(2)
Maka (1) & (2) : - n F ε = ∆H + T [ δ/δT (∆G) ]
= ∆H + T [ δ/δT (-n F ε )]
nF ε = -∆H + TnF ( δε /δT ) ………………………………….(3)
ε = ∆H/nF + T ( δε /δT )
δε / δT = koefisien suhu dari sel pada persamaan (3) yang mempengaruhi
hubungan nFε dan ∆H
(i) bila ( δε /δT ) sangat kecil (seperti pada sel Daniell) maka kerja listrik (n F ε) =
∆H sehingga tidak ada perubahan panas ketika sel bekerja.
(ii) ( δε /δT ) > 0 → n F ε > ∆H → pertambahan energi diperoleh dari lingkungan.
(iii) ( δε/δT ) > 0 maka n F ε < ∆H (panas reaksi pada tekanan tetap) sehingga ada
panas yang keluar
(iv) pada suhu 0K maka n F ε = - ∆H sehingga penurunan entalpi sebanding dengan
terjadinya kerja listrik dalam sel.
Jadi bila ε diketahui juga δε/δT , maka ∆S dapat dihitung :
∆G = ∆H - T∆S
4
∆G = - n F ε sel
Elektrokimia
I. 4. Potensial Elektrode = ε
Elektrode = kutub = setengah sel
terkait dengan setengah reaksi
selalu ditulis dengan reaksi Reduksi
mempunyai harga potensial : Potensial Elektrode
Potensial Elektrode harganya tidak dapat ditentukan, karena itu perlu dibandingkan terhadap
suatu elektrode standar.
Perjanjian :
Potensial Elektrode Hidrogen Standar (Standard Hydrogen Electrode) = 0 volt, yaitu
elektrode hidrogen yang bekerja dengan PgasH2 = 1 atm, konsentrasi H+ = 1 M, dan T = 298 K
ε o Pt H+(1M) H2 (1atm) = 0 volt (25 °C)
Bila dibuat rangkaian sel sebagai berikut :
Zn(s) Zn2+(1M) H+
(1M) H2 (1 atm) Pt (25 °C)
reaksi sel adalah spontan, maka potensial sel harganya positif, dan terukur sebesar = 0,76 volt,
hal ini terjadi karena potensial setengah sel Pt Zn2+ Zn lebih negatif dari SHE, jadi : ε o
Pt Zn2+ Zn = - 0,76 volt.
Kemudian dibuat rangkaian sel sebagai berikut :
Pt H2 (1atm) H+(1M) Cu2+
(1M) Cu(s)
Reaksi sel adalah spontan, maka potensial harganya positif, dan terukur sebesar = 0,34 volt,
hal ini terjadi karena potensial setengah sel, Pt Cu2+ Cu lebih positif dari SHE , jadi : ε o
Pt Cu2+ Cu = + 0,34 volt
Bila kedua ½ sel membentuk suatu sel : ZnZn2+(1M)Cu2+
(1M) Cu, maka :
ε osel = ε o (katode) - ε o
(anode)
ε o sel = ε o (reduksi) - ε o
(oksidasi)
ε osel = Potensial standar sel.
ε o(katode) = Potensial elektrode reduksi standar yang bertindak sebagai katode
ε o(anode) = Potensial elektrode reduksi standar yang bertindak sebagai anode
5
Elektrokimia
ε o(reduksi) = Potensial elektrode reduksi standar yang mengalami reduksi
ε o(oksidasi) = Potensial elektrode reduksi standar yang mengalami oksidasi
I. 5. Persamaan Nernst
Tinjau ½ reaksi reduksi : aA + bB + ne → cC = dD ….. ε o
Bila konsentrasi / keaktifan ≠ 1 mol
ε = ε o – nFRT
ln [ ] [ ][ ] [ ] b
Ba
A
d D
c C
ε = ε o – n0,059
log [ ] [ ][ ] [ ] b
Ba
A
d D
c C
R = 8,314 JK-1 mol-1 dan T = 298 K
Untuk reaksi suatu sel gavanik seperti ; xX + qQ → yY + pP
ε (sel) = εo
(sel) – nFRT
ln [ ] [ ][ ] [ ] b
Ba
A
d D
c C
ε(sel) = εo (sel) – n
0,059 log
[ ] [ ][ ] [ ] b
Ba
A
d D
c C
Contoh soal :
∗ Untuk ½ sel Zn2+ Zn terjadi penurunan konsentrasi Zn2+ menjadi 0,2 M
ε Zn2+ Zn = ε o Zn2+ Zn – n0,059
log +2Zn
Zn
Zn2+ + 2e → Zn
= (- 0,76 – 20,059
log 0,21
) volt
= (- 0,76 – 0,02 )V = - 0,78 volt
* Sel terdiri atas dua ½ sel
Al3+ + 3e → Al
6
Elektrokimia
Sn4+ + 2e → Sn2+
a) Susun diagram selnya.
b) Apakah koefisien reaksi sel pengaruhi harga ε sel ?
Jawaban :
Susunan diagram sel :
Al (s) Al3+ (…M) Sn4+
(1 M), Sn2+(1 M) Pt
a) ε o Al
+3Al = - 1,66 V → Oksidasi
ε o Sn
4+Sn2+ = + 0,15 V → Reduksi
ε o sel = ε o red – ε o
oks = 0,15 – ( -1,66) = + 1,81 volt
b) A : Al Al3+ + 3e
K : Sn4+ + 2e Sn2+
R. total : 2 Al + 3Sn4+ 2 Al3+ + 3 Sn2+
atau : Al + 3/2 Sn4+ Al3+ + 3/2 Sn2+
εsel = 1,81 – 60,059
log [ ] [ ]
[ ] 3 4Sn
3A l
3 2Sn
+
++
atau
ε sel = 1,81 – 20,059
log [ ] [ ]
[ ] 23
23
4
2 32
Sn
A lSn
+
++
* Sebuah sel gavanik
Cd(s) Cd2+(1M) Cu2+
(1M) Cu(s)
a). Hitung : ε o sel diatas dari
1. tabel SEP
2. tabel perubahan energi bebas Gibbs untuk pembentukan komponen yang
bersangkutan.
7
Elektrokimia
b). Hitung : Tetapan kesetimbangan reaksi sel.
a. 1) ε o Cd
2+ Cd = - 0,40 V
ε o Cu
2+ Cu = + 0,34 V
ε o sel = [+ 0,34 – (-0,40)] Volt = + 0,74 volt
2) Cd(s) + Cu2+(aq) → Cd2+
(aq) + Cu(s)
∆G0 = [∆G0f (produk) – [∆G0
f (reaktan)]
= [(1) (∆G0f Cd2+
(aq) +(a)∆G0f Cu(s) )] –
[(1) (∆G0f Cd(s) + (1) ∆G0
f Cu2+(aq)]
= [(1) (-77,58) + 0] – [1(0) + (1) (65,02)]
= - 143,10 k joule = - 143100 joule
ε o sel = -
nF
0 ΔG
= -(96500.2
143100 ) = + 0,738 volt
2. K = RT0 ΔG
e−
= 2988,31143.100
e ⋅+ = e57,5841
= 1,25 × 10 25
6. Sel Standar
Syarat :
a. Mempunyai harga ε osel yang tetap
b. Koefisien suhu sel sangat rendah
Contoh : Sel Weston
1. Larutan jenuh CdSO4
2. Kristal CdSO4. 3
8 H2O
3. Kristal HgSO4
4. Hg
5. Cd – Hg
8
2
5
2
3
1
4
Pt
Elektrokimia
Pt Hg – Cd ( )s Cd2+ , SO42- ,Hg2+
(aq)Hg()Pt
Reaksi ½ sel masing2 : Cd2+(aq) + 2e Cd ( )s
Hg2+(aq) + 2e Hg()
Reaksi total : Cd(s) + Hg2+(aq) Cd2+
(aq) + Hg()
7. Ada dua macam sel elektrokimia
1. Sel kimia : reaksi kimia (redoks)
2. Sel konsentrasi : beda konsentrasi
ad 1. Sel kimia
a. Tanpa perpindahan (tidak terjadi pertemuan dua cairan yang berbeda)
♥ Pt H2 (1atm) HCl( 1a)AgCl(s) Ag(s)
♥ Zn Zn2+( 1a
) Cu2+( 1a
) Cu
b. Dengan perpindahan
♥ Cu Cu2+( 1a
) Ag+( 1a
)Ag
ad 2. Sel konsentrasi
a. Tanpa perpindahan
♥ Pt H2 (p1) H+( 1a
) H2 (P2) Pt
♥ Pt H2 (p1) HCl( 1a)AgCl(s) Ag Ag AgCl (s) HCl( 2a
) H2 (2P
)Pt
9
HCl(a1)
Ag - AgClH2(p1)
H2(p2)
HCl(a
2)
Elektrokimia
b. Dengan perpindahan
♥ Ag AgCl(s)Cl-( 1a) Cl-( 2a
) AgCl( s ) Ag
(a2)
Elektrode.bawah : Ag(s) + Cl-(a2) → AgCl(s) + e
Elektrode. atas : AgCl(s) + e → Ag(s) + Cl-( 1a
)
R total : Cl-(a2) → Cl-
( 1a)
I. 8. Penentuan pH
[H+] = 10 –pH
pH = - log [H+]
Pt H2 (p) H+ (
+Ha
) Cl- ( 2a
) Hg2 Cl2 ( s ) Hg()Pt
ε 1 ε
LJ ε
2
ε = ε 2 - ε 1 + ε LJ
ε 2 = ε Elektrode kalomel normal (250C) = 0,2802 volt
ε 1 = 0,0591 log ( )
1/2H
H
2p
a +
→ ε LJ = 0
Bila pH2 = 1atm : ε -0,2802 = - 0,0591 log +Ha
- log a +H = pH : ε -0,2802 = - 0,0591 pH
pH = 0.0591
0,2802-ε
Penggunaan :
Ag AgCl(s)HCl( 1a ) membran gelas HX( +Ha )
Elektrode gelas Larutan yang diukur pH nya
(elektrode indikator)
10
H+Cl-
H+Cl-
(a2)
H+Cl-( 1a )
Ag-AgCl
Pertemuan dua cairan
Difusi± ± ± ±
± ±
Elektrokimia
KCl(sat) Hg2Cl2( s ) Hg
elektrode kalomel
(elektrode pembanding)
Membran gelas : Permeabel untuk ion-ion H+
9. Sel Bahan Bakar
Perubahan reaksi kimia → listrik ≅ 40 %
Konversi yang effisien ≥ 75 % → Fuel cell = sel bahan bakar
Harus murah secara ekonomi : O2 dari udara
Hidrokarbon : murah
Saat ini : H2 & C2H2 (relatif mahal, cari yang lebih murah, pergunakan katalis)
Anode : H2, katalis Pt / Pd
Katode : O2, katalis Ag2O / CoO
A : H2 (g) + 2 OH- → 2 H2O() + 2 e
K : O2 (g) + H2O() + 2e → HO2- (aq) + OH- (aq)
HO2- (aq) → ½ O2 (g) + OH- (aq)
Reaksi total : ½ O2 (g) + H2 (g) → H2O()
Contoh soal :
1. Bila diketahui εsel Daniell = + 1,10 V
Hitung perubahan energi bebasnya
Jawaban :
Dalam sel Daniell : n = 2 ekivalen
∆G0 = - nF
= - ( 2 ekivalen ) (96489ekivalen
C)1,10V
= -2,123 x 10 5 joule
2. Diagram suatu sel sebagai berikut:
Pb(s) PbSO4 (s)Na2SO4(Larutan jenuh) Hg2SO4 (s) Hg ( ) | Pt
a. Tulis reaksi total sel diatas
b. Hitung harga ∆ G, ∆H dan ∆S bila diketahui: ε sel = 0.96 volt dan
koefisien suhu sel = 1,74 x 10-4 VK-1 (pada 250C)
Jawaban :
a. A : Pb(s) + SO4 → PbSO4 (s) + 2e
11
Keduanya tercelup dalam KOH
Elektrokimia
K : Hg2SO4 (s) + 2e → Hg (l ) + SO4=
R. total : Pb(s) + Hg2SO4 (s) → PbSO4 (s) + Hg (l )
b. ∆G0sel = 0.96 Volt = - nF ε
= -(2 ekivalen) (96489ekivalen
C) (0,96 V)
= -185.258,88 joule = -185,26 kJ
∆S0 = ( T
0G
δδ∆ )p = nF (
T
E
δδ∆
)p
= (2 ekivalen) (96.489ekivalen
C) (1,74X10-4VK-1)
= 33,5781 jouleK-1 = 0,034 kJ K-1
∆G0 = ∆H0- T∆S0
∆H0 = ∆G0+ T∆S0
Tugas :
Hitung ∆G sel gavanik pd contoh di depan, bila masing-masing
εsel = 0.46 volt dan + 0,22 volt
Dari tabel SEP kita dapat mengetahui potensial elektrode-elektrode untuk
meramalkan kemungkinan reaksi-reaksi dalam ½ sel.
Tetapi bila ada data yang tidak kita miliki, tetapi kita perlukan, kita tidak usah
menentukannya secara eksperimentil terlebih dahulu. Ada cara yang mungkin
kita lakukan untuk memperoleh data tersebut yaitu melalui hubungan sebagai
berikut:
03ΔG
n3
Fe3+ →∆ 01G Fe2+ →∆ 0
2G Fe
n1 n2
∆ G0 = perubahan energi bebas Gibbs standar.
n = jumlah ekivalen elektron pada tiap tahap.
Menurut Hukum Termodinamika, harga ∆G hanya bergantung pada keadaan awal dan
akhir, sehingga :
03ΔG = 0
1ΔG + 02ΔG
n3 . ε oFe
3+- Fe = n1 ε o
Fe3+
- Fe2+ + n2 ε o
Fe2+
- Fe
12
Elektrokimia
ε oFe
3+ - Fe =
3
)44,0.(2)77,0.(1 −++ = - 0,04 volt
ε oFe
3+ - Fe
2+ = + 0,77 volt
ε oFe
3+ - Fe
= − 0,044 volt
n1 = 1 ekivalen
n2 = 2 ekivalen
n3 = 3 ekivalen
Untuk hal umum hubungan dapat ditulis menjadi :
Hubungan Lattimer
13
n3 . ε o3 = n1
0 ε o1+ n2 ε o
2
Elektrokimia
TEORI TENTANG ELEKTROLIT KUAT
Teori ini dikembangkan oleh Debye dan Hückel yang mengasumsikan bahwa derajat
dissosiasi elektrolit kuat, adalah ≈ 1, dan dalam larutan bekerja energi antaraksi ion.
Teori Debye dan Hückel
Asumsi :
1. Elektrolit kuat terionisasi sempurna pada segala konsentrasi
2. Kenaikan daya hantar molar ion elektrolit kuat terjadi karena kenaikan kemobilan
ionnya
3. Kation dengan muatan Q1 dan anion, Q2 mengikuti,
Hukum. Coulomb :
Interaksi ion-ion mengakibatkan suatu kation dikelilingi oleh awan anion, sehingga
koefisien keaktifan elektrolit menjadi berkurang .
Efek ini menjadi lebih besar untuk ion-ion dengan muatan tinggi dan pelarut-pelarut
dengan ε rendah.
Kecenderungan suatu ion untuk mengelilingi dirinya dengan awan ion yang
berlawanan muatannya, dihambat oleh panas dari gerakan ion-ion tersebut.
Debye danHückel menerangkan efek di atas secara kuantitatif.
Untuk larutan encer konsentrasi ion-ion n+ dan n- dihitung dari
Hukum Distribusi Boltzmann
n± = n±0 e -
TK
eZ
.
. 1Ψ±
n0 = konsentrasi ion-ion bila ψ = 0
ψ = potensial ion ⊕ , yaitu usaha yang diperlukan untuk membawa muatan sebesar
+Z+ . e1
Z± = muatan ion (+) dan (-)
e1 = muatan elektron
K = tetapan Boltzmann (R/NA)
T = suhu mutlak
Untuk larutan menurut Debye dan Hückel :
14
F =Q1 Q2
r2
Elektrokimia
lu γ ± = 2
3
31
)(
2
KT
Ze
ε
±−
100
2 UN Aπ
γ± = koefisien keaktifan ion (+) dan (-)
Z± = muatan ion (tidak memperhatikan tandanya)
e1 = muatan elektron
ε = tetapan dielektrikum pelarut
NA = bilangan Avogadro
K = tetapan Boltzmann
U = kekuatan ion larutan
Untuk pengukuran daya hantar, dipergunakan perut air murni. Pengukuran larutan
non-aqueons dilakukan dengan menggunakan cairan amonia sebagai pelarut .
Daya hantar molar larutan non-aqueous bergantung kepada :
1. Tetapan Delektrikum
2. Viskositas pelarut
ad 1. Pengaruh tetapan Dielektrikum (ε )
Menurut Hukum Nernst – Thomson :
Makin besar harga tetapan dielektrikum, makin besar besar kemampuan berdisosiasi
→ Λ besar .
Menurut Hukum Coulomb :
ad 2. Pengaruh Viskositas
Hukum Stokes berlaku bila ukuran ion tidak bergantung pada ukuran sifat
larutan :
Hasil kali daya hantar molar pengenceran tak terhingga dengan viskositas pelarut
adalah konstan.
PERSAMAAN ONSAGER
Pada kenyataannya jarak efektif dari suatu ion, ada hubungannya dengan ε dan η .
hubungan ini diberikan dalam Persamaan Onsager yaitu :
15
F = 2ε21
r
q q
Λ 0 . γ 0 = tetap
Ķ = ρρ
Ķ = = ARAA ARA = Tetapan sel → m-1--
Elektrokimia
A, B adalah tetapan yang tergantung pada suhu dan macam pelarut :
250C A B
Air
CH3OH
C2H5OH
60,2
156,1
89,7
0,229
0,923
1,330
DAYA HANTAR DAN PENGUKURANNYA
16
Λ = Λ0 – ( A + BΛ0) √C
Λ0 – Λ = ( A + BΛ0) √C
Ķ = ρρ
Ķ = = ARAA ARA = Tetapan sel → m-1--
Elektrokimia
Tahanan = Resistance
Hubungan antara arus listrik ( I ), potensial listrik (ε ) dan tahanan ( R ) dinyatakan
dengan : Hukum Ohm
volt = V
ampere = A
1. Daya Hantar = Conductance ( C )
Ohm
1 = Siemens = S
Tahanan Jenis = Resistivity
Tahanan konduktor (R), sebanding dengan panjang ( ), dan luas permukaan (A).
R (Ohm) λ (Meter)
A (Meter2)
2. Daya Hantar Jenis = Specific Conductance = Conductivity
Ohm
1 = Siemens meter-1 = Sm-1
3. Daya Hantar Molar = Equivalent Conductance=Molar Conductivity
Merupakan daya hantar 1 M. elektrolit yang ditempatkan diantara 2 buah elektrode
yang berjarak 1 m.
17
R = ε I
C = 1 R
1 α
R . αR
R = ρ
A
Λ = Ķ C
Ķ = ρρ
Ķ = = ARAA ARA = Tetapan sel → m-1--
Elektrokimia
S m2mol-1
Pengukuran Λ secara langsung : sukar → pengukuran tidak langsung data Ķ :
Conductivity, diukur dengan Konduktometer.
4. Daya Hantar Molar Pada Pnegenceran Tidak Terhingga.
Molar conductivity at infinite dilution dilambangkan sebagai :
Λ∞ atau Λ0.
Λsuatu larutan semakin bertambah besar dengan bertambahnya pengenceran. Mengapa
?
Λ10-4 Sm2 mol-1
150
Elektrolit KCl Kuat 100
50 Zn SO4 “Sedang”
0 CH3 COOH Elektrolit Lemah 0,1 0,2 0,3 √c / mol ½ L -½
c Na Cl / mol L-1 Λ / 10-4 Sm2 mol-1
0,1
0,01
0,001
pengenceran tidak terhingga
106,7
118,5
123,7
126,4 (Λ0)
18
κw
C0 (λ ~
H
+ + λ~
OH
-
)
Elektrokimia
→ Untuk elektrolit kuat :
−Hubungan Λ dan √c : linier
−Harga Λ, relatif tinggi.
−Ekstrapolasi dari garis linier menghasilkan harga Λ0
→ Untuk elektrolit lemah :
−Hubungan Λ dan √c : nonlinier
−Penentuan Λ0, secara langsung, sukar.
−Harga Λ, relatif rendah.
−Perubahan harga Λ karena pengenceran : besar.
Dari harga, dapat diperkirakan larutan adalah elektrolit kuat atau lemah.→Tidak
sesederhana itu !
Contoh :
Zat terlarut : Tetra Isoamil Amonium Nitrat ; c = 5 x 10-4 M
Dalam pelarut :
1. H2O ε = 79 Λ= 86,1 x 10-4 S m2 mol-1
2. Dioksan ε = 2,2 Λ= 10-4 S m2 mol-1
Kesimpulan Anda?
Daya hantarmolar ion-ion dapat dilihat harganya pada tabel .
Daya hantar molar larutan diperoleh dari penjumlahan daya hantar molar dan ion-ionnya .
Hukum Kohlrauch
Untuk larutan encer , Kohlrausch menentukan bahwa pasangan elektrolit dengan anion
sejenis terdapat perbedaan jumlah harga daya hantar molar elektrolit (Λ~) yg relatif sama
yaitu :
250C Λ~ / (10-4S m2mol-1)
KCl = 149,8 KNO3 = 145,5
NaCl = 128,1 NaNO3 = 123,0
19
Λ~ = Λ+~ + Λ-
~
κw
C0 (λ ~
H
+ + λ~
OH
-
)
Elektrokimia
21,7 22,5
7. Penentuan Tetapan Ionisasi Suatu Elektrolit Lemah
Rasio 0Λ
Λ memberikan harga tetapan ionisasi.elektrolit lemah.
α = derajat/ tetapan ionisasi.
Λ = daya hantar molar pada konsentrasi dan suhu
tertentu.
Λ0 = daya hantar molar pada pengenceran tak
terhingga pada suhu yang sama.
V = C
1
8. Penentuan Tetapan Ion Air (Kw)
Diketahui : λ 0H
+ = 349,81 x 10-4Sm2mol-1
λ0OH
- = 198,30 x 10-4 Sm2mol-1
κ w = aH+ . aOH
- = CH+ . COH-
Konsentrasi ion kecil sekali dalam air murni.
Asumsi : c0 ≈ a (mol L-1)
κw = )(0c
cH + )(0c
cOH −
Dalam air murni : CH+ = COH- = C0 Kw
2
1 .
Daya hantar jenis air murni : κw = CH+ . λ~
H+ + COH
- . λ~OH
-
= C0 Kw 2
1 (λ~
H+ + λ~
OH-)
20
α = 0Λ
Λ
Ka = V)1(
2
αα−
= )1(
2
αα
−C
=
)1(
)(
0
2
0
ΛΛ−
ΛΛ
C
Kw
=
κw
C0 (λ ~
H
+ + λ~
OH
-
) ][ 2
Elektrokimia
Tergantung suhu
= 1,01 x 10 -14
9. Penggunaan Daya Hantar Molar Ion Yang Lain
Menentukan kelarutan garam yang sukar larut.
Contoh :
Hitung : kelarutan AgCl (18 0C) dalam larutan jenuh AgCl.Diketahui : κ larutan AgCl = 2,40 x 10-4 Sm-1
κ air murni = 1,16 x 10-4 Sm-1
Jawab : κ = c Λ0 = c (λ0+ + λ0
-)
κ AgCl murni = 1,24 x 10 -4 Sm-1
Λ0 AgCl murni = (54,0 + 65,4) x 10 –4
= 119,4 x 10-4 Sm2 mol-1
c = Λκ
= 4
4
104,119
1024,1−
−
x
x
1-2
1
molsm
Sm−
= 1,04 x 10-2 mol / m3 = 1,04 x 10-5 mol / L
Ksp = c 2
Daya hantar molar kation & anion (25 0 C)
Kation λ 0+ x104/(Sm2mol-1) Anion λ0
- x104/(Sm2mol-1)
H3O+
Li+
Na+
K+
NH4+
Ag+ Mg2+
Ca2+
Ba2+
Pb2+
Fe3+
349,8
38,7
50,1
73,5
73,4
61,9
106,2
119,0
127,3
OH-
Cl-
Br-
I-
NO3-
ClO4-
OAc-
SO42-
CO32-
198,3
76,3
78,4
76,8
71,4
68,0
40,9
160,0
138,6
21
κw
=
5,5 x 10-6 Sm-1
(1000 mol.m-3)(548,11 x 10-4 Sm-2 mol-1)][ 2
Elektrokimia
La3+ 139,0
204,0
209,1
C2O4=
Fe(CN)64-
148,0
442,0
Perbedaan harga diatas disebabkan terutama karena perbedaan :
- ukuran ion
- derajat hidrasi
Daya hantar molar ion adalah ukuran dari mobilitas suatu ion di bawah pengaruh kekuatan
medan listrik dan juga ukuran kemampuan penghantar arus.
1. Diketahui konduktivitas suatu larutan adalah 1,34 x 10-4 Sm-1 , yang diperoleh dari
pengukuran dengan suatu sel, elektrode yang sejajar . Jika tahanan sel adalah 170,5
ohm , hitung :
a) κ = RA
→
A
= κ . R
= 1,34 x 10-4 m-1 x 170,5 ohm
Tetapan sel = 228,47 x 10-4 m-1
b) Tetapan sel = A
A = 410 x 229,47
210 x 0,044−
− 1m
m−
= 1,92 x 10-2 m2 2. Daya hantar molar garam kalium benzoat pada pengenceran
tak terhingga = 105,88 x 10-4Sm2mol-1
a) Hitung daya hantar molar asam benzoat pada pengenceran
tak terhingga (250).
b) Bila daya hantar molar asam benzoat untuk konsentrasi
150, x 10-3N (250) adalah 75,68 x10-4Sm2mol-1
berapakah derajat ionisasi asam benzoat ?
Jawab :
a) Λ0KB = 105,88 x 10-4 Sm2mol-1 (1)
Λ0K
+ = 73,50 x 10-4 Sm2mol-1 (2)
Λ0H
+ = 349,80 x 10-4 Sm2mol-1 (3)
maka Λ0HB = Λ0
KB - Λ0K+ + ΛH+ = (1) – (2) + (3)
22
Elektrokimia
b) α = 0,20410 x 382,18
410 x 75,680
HB Λ
HB0Λ =−
−=
3. Hitung : Harga daya molar larutan asam asetat pada konsentrasi mendekati nol,
pergunakan data dari tabel .
Hitungan : Λ0HOAC = λ0
H+ + λ0OAC-
= (349,8 + 40,9) ↓
(data tabel) = 390,7 S m2 mol-1
4. Penentuan daya hantar molar larutan elektrolit lemah tidak dapat dilakukan dengan cara
ekstrapolasi. Selain penentuan dengan cara di atas, coba pakai cara eliminasi seperti di
bawah.
Bila diketahui harga Λ0HCl , Λ0NaCl dan Λ0NaOAc
Jawab : Λ0HCl = λ0H+ + λ0
OAC- ….(1)
Λ0NaCl = λ0H+ + λ0
OAC- ….(2)
Λ0NaOAc = λ0H+ + λ0
OAC- ….(3)
maka, Λ0 HOAc = λ0H+ + λ0
OAC- = (1) – (2) + (3)
11. KEMOBILAN ION
Kecepatan sebenarnya dari ion adalah tergantung pada Potensial dan jarak Elektrode.
dpl. kecepatan ( µ ) brgantung kepada :
− Potensial (Φ )
− Jarak Elektrode ( )
Bila medan listrik = E = Φ
= 1 volt m-1 dan
Kecepatan ion = 1 m s –1
Maka µ, disebut : Kemobilan Ion
Harga limit kemobilan ion, dapat dihubungkan dengan daya hantar molar ion.
23
µ ∞
Φ
A
D(+) (−)
Larutan Elektrolit
Daya Hantar Jenis
Beda Potensial
Tahanan
Luas Permukaan
- Elektrode
Jarak elektrode
: c mol
: κ S m-1
: Φ volt
: R ohm
: A m2
: m
- H . . : O : . .
- H . . : O : . .
Elektrokimia
Medan Listrik = Φ
= E volt m-1
Jumlah muatan listrik yang melalui penampang D, dalam waktu t s dapat dihitung
dengan HUKUM OHM
I = RΦ
I . t = RΦ
. t = RE
. t =
A ρ
t E
= κ E A t = E A t Λ c
Q = I . t = E A t c ( λ 0+ + λ0
-) …………..(1)
Jumlah muatan listrik ( I . t ) ini dapat dihitung juga dengan cara sebagai berikut :
Kemobilan ion pada pengenceran ∞ : ∞µ + dan ∞µ- pada medan listrik / gradien
potensial : E = 1 Vm-1.
Dalam waktu t s, jarak yang ditempuh anion : ∞µ- . E . t Ini berarti bahwa semua anion
yang berada dalam ruangan dengan panjang = ∞µ- . E . t
akan berpindah ke kiri melalui penampang D :
Dalam ruangan itu jumlah anion ialah : ∞µ - . E . t . A . c
→Analog kation ialah : ∞µ+ . E . t . A . c
24
−+
∞µ - . E . tA
D
- H . . : O : . .
- H . . : O : . .
Elektrokimia
Jadi jumlah muatan listrik yang mengalir melalui penampang D :
I . t = (∞µ+ + ∞µ- ) E . t . c . A . F …….(2)
F = Tetapan Faraday
(2) : (1) → (∞µ+ + ∞µ- ) F = (∞λ + + ∞λ- )
dimana :
∞λ+ = F . ∞µ+
∞λ+ = F . ∞µ+
Harga kemobilan ion dapat dilihat dalam tabel di bawah ini
Kemobilan ion-ion (25 oC)
Kation ∞µ+ x 106 /(m s-1) Anion ∞λ+ x 106 /(m s-1)
H3O+
K+
Ba2+
Na+
Li+
NH4+
36,2
7,61
6,60
5,19
4,01
7,61
OH-
SO4-
Cl-NO3-
20,5
8,27
7,91
7,40
Mengapa harga kemobilan ion-ion H3O+ dan OH- relatif lebih besar dari ion-ion lain?
(+) (-)
+ → +
+ ← +
a. Ion hidrogen sebagai hidronium H3O+ sanggup mengirimkan
proton pada sebuah molekul H2O di sebelahnya .
Molekul air yg tinggal ( ) akan berputar dan siap
25
Λ
- H . . : O : . .
H . . H : O : . .
H . . : O : H . .
- H . . : O : . .
+ H . . H : O : H . .
H . . : O : H . .
H . . H : O : . .
+ H . . H : O : H . .
H . . H : O : . .
Elektrokimia
menerima proton lain dan seterusnya .
Akibatnya : terdapat perpindahan dari muatan positif ke arah
katode yang merupakan penambahan kecepatan terhadap gerakan normal
ion H+ dalam medan listrik .
b. Terdapat perpindahan yang efektif dari muatan negatif yang
memperbesar kecepatan ion OH- di dalam medan listrik .
Efek-efek yang ada dalam larutan
Bila suatu ion bergerak melalui larutan dalam medan listrik , maka atmosfer ion tidak akan ikut
berpindah sekaligus
Atmosfer ion pada pergerakan ion tidak
simetris.
→ butuh waktu tertentu agar atmosfer ion dihapus
dari tempat yang lama
Jadi di belakang ion ⊕ terdapat pengumpulan muatan yang berlawanan dan yang mempunyai
suatu pengaruh tahanan terhadap kecepatan ion .
Perlambatan ini disebut efek asimetri / efek relaksasi
Efek relaksasi dapat dihilangkan dengan 2 cara :
a. Mempergunakan frekuensi tinggi ( > 108Hz)
Ion sentral bergerak / bergetar cepat , atmosfer ion dihilangkan dari tempat semula .
Efek ini disebut Efek Debye - Falkenhagen
26
−+
Atmosfir ion (-)
(+)→
(+)
Λ
Elektrokimia
→ Peristiwa ini menyebabkan kenaikan daya hantar listrik .
b. Mempergunakan medan listrik yang amat kuat ( ± 107 volt m-1 )
→ ion sentral bergerak cepat , atmosfer ion tidak dapat dibentuk dan efek ini disebut
Efek Wien
Disamping efek relaksi, ada juga efek lain yang juga mengakibatkan perlambatan, yaitu
efek Elektroforetik.
Atmosfer ion sentral akan bergerak ke arah yang berlawanan terhadap ion sentral.
Atmosfer ion terhidrasi, maka ion-ion atmosfer akan terbawa molekul pelarut yang terikat
ini, sehingga akan terjadi suatu aliran pelarut dalam arah berlawanan dengan arah gerak ion
sentral.
Secara teoritis kedua efek diatas akan mempengaruhi daya hantar molar suatu elektrolit.
Sebagai contoh untuk larutan KCl (1-1).
PERSAMAAN ONSAGER
Λ = Λ0 – ( ) 2
3T
5108,20
×
×
ε Λ0 +
( ) 21
T
82,5
×εη √c
↓ ↓↑ efek relaksasi efek elektroforetik
Untuk larutan dalam air , elektrolit (1-1) pada 25 0C
Λ = Λ0 – (0,229 Λ0 + 60,2) √c
bandingkan dengan: Λ = Λ0 – A √c Persamaan Kohlrausch
Persamaan tersebut hanya berlaku baik dalam larutan encer ;
(c = 10-4 – 10-2 N). Untuk larutan pekat terjadi penyimpangan dari persamaan ONSAGER
sehingga terjadi suatu minimum.
Plot grafik : Λ vs √c tetra isoamil ammonium nitrat dalam dioksan – air
- larutan encer
- larutan lebih pekat
27
Λ
√c
Elektrokimia
Minimum pada grafik diterangkan dengan terjadinya asosiasi ion. + - , - + yang netral dan
tidak menghantar listrik, sehingga harga daya hantar molar berkurang bila pasangan
bertambah .
Bila larutan bertambah pekat, terbentuk ion triple + - +, - + -, yang bermuatan , maka daya
hantar molar bertambah lagi .
BILANGAN TRANSPOR
Pada kedua elektrode , ion-ion positif dan negatif
akan dinetralkan / dibebaskan / diendapkan dalam
jumlah ekivalen yg sama. Tetapi kecepatan
bergerak ion-ion ke arah katode dan anode, tidak
harus sama.
1 Ruang anode, misalkan disini ada : 6 ion ⊕ dan 6 ion (-)
2 Ruang tengah 4 ion ⊕ dan 4 ion (-)
3 Ruang katode 6 ion ⊕ dan 6 ion (-)
a. ⊕ (-)
+ + + + + + + + + + + + + + + + Larutan bermuatan netral
_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ekivalen ion ⊕ = ekivalen ion (-)
b. (+) (-) Dua kation bergerak
+ + + + + + + + + + + + + + + kearah kanan →
_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ dalam waktu tertentu
Pada kedua elektrode ada dua ion yang dinetralkan
28
(+) (−)
(+)
(−)1
3
2
+ +
- -
Elektrokimia
c. (+) (-) Pada waktu
yang + + + + + + + + + + + sama ada
tiga
_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ anion bergerak
ke arah kiri ←
Ada tiga ion lagi yang dinetralkan pada kedua elektrode
Kecepatan ion positif dan negatif berbanding 2/3, sedangkan tampak ada 5 ion yang
dinetralkan pada tiap elektrode.
→ Jumlah total muatan listrik yang melalui larutan (untuk menetralkan ion) , adalah
sebanding dengan jumlah kecepatan kedua ion .
µ+ = v+ = kec. ion ⊕
µ- = v- = kec. ion (-)
Jumlah muatan listrik yang melalui larutan sebanding µ+ + µ-
Jumlah muatan listrik yang dibawa setiap ion sebanding dengan kecepatannya sendiri .
Jadi, fraksi dari jumlah muatan listrik yang dibawa oleh setiap ion sendiri adalah :
t± = Jumlah ekivalen muatan listrik yang dibawa kation/anion Jumlah ekivalen muatan listrik yang mengalir t± = µ± /(µ+ + µ-)
t± = bilangan transpor : kation/anion, dimana t+ + t- = 1
Bila muatan listrik sebesar 1 ekivalen (= 1 Faraday) dialirkan melalui suatu larutan, maka
jumlah kation/anion yg berpindah ke katode/anode adalah sebanyak t+t- ekivalen,
sedangkan jumlah ion-ion yang dinetralkan pada setiap elektrode adalah 1 ekivalen .
5.1. PENENTUAN BIL. TRANSPOR
Bilangan transpor dapat ditentukan melalui beberapa metode
a.l. : Metode Hittorf.
Tahun 1853 HITTORF memperkenalkan metoda untuk mempelajari perubahan
konsentrasi yang terjadi pada ruang anode dan katode selama elektrolisis .
Jika kation yang bergerak lebih cepat dari anion, maka kation akan lebih banyak masuk
ke ruang katode dari pada anion ke ruang anode. Konsentrasi yang berubah pada ruang
anode dan katode akan tepat sesuai dengan hasil elektrolisis .
Contoh : T Ag+ dan tNO3- dapat ditenetukan dari elektrolisis lar AgNO3. Alat elektrolisis
terdiri dari 3 ruang . Elektrode : 2 batang Ag.
Misaldipakai muatan listrik 1F .
29
- - -
+ +
- -
+ + +
Elektrokimia
R. ANODE R. TENGAH R. KATODE
• Anode, katode dan coulometer dihubungkan seri
• Arus 10 –20 mA dialirkan selama 2 jam
• Bentuk alat sedemikian rupa, agar sulit terjadipercampuran anolit dan katolit .
Perubahan-perubahan jumlah elektrolit dalam cairan ditentukan .
1. Ruang Katode (katolit)
Ag+ → diendapkan pada katode = 1 ek . Ag+
masuk oleh arus = t+ek . Ag+ → kekurangan Ag+
Diangkat keluar dari R . katode = t- ek . Ag+
= t- ekNO3-
Jumlah kekurangan katolit = t- ek. AgNO3+
2. Ruang Anolit (anolit)
30
(-) katoda
+ −
anoda (+)
Coulometer
Elektrode tengah
B C
katolitanolit
Elektrokimia
Ag larut dari anode → Ag+ = 1ek. Ag+
Keluar dari r. anode oleh arus = t- ek. Ag+
Diangkut masuk ke R. anode 0/ arus = t- ek. Ag+
= t- ek NO3-
jumlah perubahan anolit = t- ek. Ag+NO 3
3. Ruang Tengah konsentrasi elektrolitnya tidak berubah .
Pada elektrolisis umumnya terjadi tiga bentuk traspor yaitu :
a. Migrasi : transport ion karena perubahan potensial .
b. Difusi : transport ion karena perubahan konsentrasi .
c. Konveksi : transport ion karena adanya panas .
Pada percobaan ini, perubahan konsentrasi yang yerjadi diharapkan hanya migrasi ion
saja .
Untuk menentukan perubahan-prubahan konsentrasi, harus ditentukan konsentrasi
(berat) dari anolit & katolit .
Konsentrasi berat :…..g terlarut/100g pelarut .
Coulometer dipakai untuk mengukur jml ek. Muatan listrik yg mengalir .
5. HITUNG : Harga daya molar larutan asam asetat pada konsentrasi mendekati nol,
pergunakan data dari tabel .
HITUNGAN : Λ0HOAC = λ0
H+ + λ0OAC-
= (349,8 + 40,9) = 390,7 S m2 mol-1
↓ data tabel
6. Penentuan daya hantar molar larutan elektrolit lemah tidak dapat dilakukan dengan cara
ekatrapolasi. Selain penentuan dengan cara di atas, coba pakai cara eliminasi siperti di
bawah ; y.1.
Bila : diketahui harga ∧0HCl , ∧0NaCl dan ∧0NaOAc
JAWAB : Λ0HCl = λ0H+ + λ0
OAC- ….(1)
Λ0NaCl = λ0H+ + λ0
OAC- ….(2)
Λ0NaOAc = λ0H+ + λ0
OAC- ….(3)
maka, Λ 0 HOAc = λ0H+ + λ0
OAC- = (1) – (2) + (3)
31
Elektrokimia
• Diketahui konduktivitas suatu larutan adalah 1,34 x 10-4 Sm-1 , yang diperoleh dari
pengukuran dengan suatu sel, elektrode yang sejajar . Jika tahanan sel adalah 170,5
ohm , hitung :
c) κ = RA
l
. →
A
l = K . R
= 1,34 x 10-4 Sm-1 x 170,5 Ω
Tetapan sel = 228,47 x 10-4 m-1
d) Tetapan sel = A
l
A = 0,044 x 10-2m = 1,92 x 10-2m2 229,47 x 10-4m-1
• Daya hantar molar garam Kalium Benzoat pada pengenceran
tak terhingga = 105,88 x 10-4Sm2mol-1
a) Hitung daya hantar molar asam benzoat pada pengenceran tak terhingga (250).
b) Bila daya hantar molar asam dnzoat untuk konsentrasi
150, x 10-3N (250) adalah 75,68 x10-4Sm2mol-1
berapakah derajat ionisasi asam benzoat ?
Jawab :
a) Λ0KB = 105,88 x10-4Sm2mol-1 (1)
Λ0K
+ = 73,50 x10-4Sm2mol-1 (2)
Λ0H
+ = 349,80 x10-4Sm2mol-1 (3)
maka Λ0HB = Λ0
KB - Λ0K+ + ΛH+ = (1) – (2) + (3)
b) α = ΛHB = 75,68 x 10-4 = 0,20 Λ0
HB 382,18 x 10-4
b). Moving Boundary - Mc. Innes.
32
l
b
a
(-)
B+R- (berwarna) → elektrolit indikator
A+R- (tidak berwarna) → elektrolit yang diselidiki
φ pipa = A cm2
Elektrokimia
Kecepatan perpindahan bidang batas diukur antara elektrolit
A + R- (tdk berwarna) dan elektrolit indikator B + R- (yang berwarna). Kedua elektrolit
anion sejenis. Perlu diperhatikan, kec. B+ lebih kecil dp kec A+. Jadi cairan yg lebih berat
harus berada dibawah.
Contoh : larutan KCl yg akan diselidiki, diletakan diatas larutan Cd Cl2
µ CD2+ < µK
+
Bila arus listrik dialirkan kedalam sistim, ion R- bergerak ke arah anode, sedang K+ dan
cd2+ ke katode. Batas akan selalu jelas, cd2+ tdk akan melampau K+, tetapi juga tdk akan
ketinggalan oleh K+. mengapa ?
Jika ternyata terjadi : bidang batas tidak jelas (tidak tampak perbedaan warna, maka
penentuan bidang batas harus dilakukan dengan cara lain, yaitu ?
* Bilangan transpor tergantung kepada kosentrasi .
Contoh : larutan CuCl2
1 2 3 4 5 CCuCl2 (mol)
c (mole) 0,3 1,16 4,47 5,50
tCu 0,0405 0,276 0,007 -0,127
Harga (-) ditemukan, karena adanya anggapan yang salah tentang jenis ion penghantar
listrik. Rupanya larutan tidak hanya terdiri dari ion-ion Cu2+ dan Cl- saja, tetapi juga ion
Cu kompleks yg negatif, yang mengangkut Cu ke elektrode positip .
lihat : Dalam larutan.
encer : CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl- I (biru)
lebih pekat : 2CuCl2 ↔ Cu2+ + CuCl42- II (hijau)
33
0,2
0,4
0,6
tCu
(+)
Elektrokimia
pekat : 3CuCl2 ↔ Cu2+ + 2 CuCl3- III (hijau muda)
Jika hanya II yang terjadi → tcu = 0
Sedangkan bila III yang terjadi , tcu < 0
6. Konduktometri
Titerasi konduktometri : titerasi berdasarkan penerusan arus listrik dalam larutan . Daya
larutan ekivalen/molar larutan ditentukan dari daya larutan ekivalen/molar dari semua
ion2
Dan konsentrasi-konsentrasinya .
Pretes 31-8/2-9-1999
1.a.Apa yang dimaksud dengan reaksi redoks ?
b.Berikan sebuah contoh reaksi redoks .
2.a.Apa itu jembatan garam dalam suatu sel gavanik ?
b.Terdiri dari apakah jembatan garam itu ?
c.Apa fungsi jembatan garam ?
Postes 23-9-1999
1. Tulis satu contoh diagram sel gavanik (yang belum ada di catatan)
2. Bila suatu sel gavanik pada
150C mempunyai ε o = +6,0185 V
250C mempunyai εo= +6,0181 V
a) Hitung Koefisien suhu sel.
b) Kesimpulan anda tentang sel tersebut ?
7. Sel Elektrolisis
34
Ni2+ SO4-
Elektrokimia
Tegangan diberikan , secara bertahap dinaikan .
Pada suatu perbedaan tertentu mulai terbentuk reaksi .
• Pada elektrode yang dihubungkan dengan kutub θ , tampak ada Ni, yang
mengendap .
• Pada elektrode yg dihubungkan dgn kutub ⊕ , tampak gelembung-gelembung gas
O2 . Daerah disekitarnya bersifat asam . Kemungkinan reaksi yang berjalan adalah :
2Ni2+ + 6H2O → 4H3O+ + O2(g) + 2Ni
Kita lihat masing-masing reaksi pada tiap elektrode :
2
1 reaksi pada kutub (-) : ε 0 (V)
Katode : Ni2+ + 2 c → Ni -0,25
Reduksi N2O + 2 c → H2 + OH- -0,83
2
1 reaksi pada kutub ⊕ :
Anode : SO42- → > +2….
Oksidasi 2H2O → O2 + 4H+ + 4c +1,23
Dari pencatatan, harga potensial yang diberikan sampai timbul reaksi adalah sebesar ≥
1,48 V .
Kalau kita hitung dari harga-harga E0 elektrode, E0 sel ini adalah :
E0sel = E0Ni2+ , Ni – E0
O2 ,H+ , H2O = -0,25 – (+1,23) = -1,38 V
Daya hantar molar kation & anion (25 0 C)
Kation λ0+ x104(Sm2mol)-1 Anion λ0
- x104(Sm2mol)-1
H3O+
Ci+
Na+
K+
NH4+
Ag+ Mg2+
Ca2+
Ba2+
Pb2+
Fe3+
Ca3+
349,8
38,7
50,1
73,5
73,4
61,9
106,2
119,0
127,3
139,0
204,0
OH-
Cl-
Br-
I-
NO3-
ClO4-
OAc-
SO42-
CO32-
C2O4=
Fe(CN)64-
198,3
76,3
78,4
76,8
71,4
68,0
40,9
160,0
138,6
148,0
442,0
35
Elektrokimia
209,1
Perbedaan harga diatas disebabkan terutama karena perbedaan :
- ukuran ion
- derajat hidrasi
Daya hantar molar ion adalah ukuran dari mobilitas suatu ion di bawah pengaruh
kekuatan medan listrik dan juga ukuran kemampuan penghantar arus.
Harga ε 0 sel yang negatif ini menunjukan bahwa reaksi dalam sel diatas adalah tidak
spontan sehingga memerlukan bantuan tegangan dari luar. Jadi proses elektrolisis
adalah kebalikan dari reaksi spontan sel Gavanik/Voltaik.
10.1. Potensial lebih
Agar reaksi elektrolisis berjalan sempurna, tegangan dari luar yang diperlukan
adalah lebih besar dari beda potensial yang dihasilkan oleh sel gavanik yang
serupa. Hal ini disebabkan karena adanya proses–proses yang terjadi pada
permukaan elektrode sel elektrolisis.
Gejala ini disebut potensial lebih ”over voltage”.
10.2. Hukum Hukum Elektrolisis
Faraday menemukan hubungan tertentu antara jumlah muatan listrik yang
mengalir melalui larutan elektrolit dengan jumlah zat yang dibebaskan pada
elektrode–elektrode.
1. Hukum Elektrolisis I
Jumlah hasil perubahan kimia yang disebabkan oleh arus listrik, yaitu jumlah zat-
zat yang mengendap/melarut adalah sebanding dengan jumlah muatan listrik
yang melalui larutan.
2. Hukum Elektrolisis II
36
Rumus :Q = I.t.
W ~ It (=Q)
Elektrokimia
Jumlah zat-zat lain yang mengendap/melarut yang disebabkan oleh sejumlah
muatan listrik yang sama, adalah sebanding dengan berat ekivalennya.
Dari 1 & 2 :
W ~ i t a
Keterangan:
W = berat zat yang larut dari / mengendap pada / terbentuk pada elektrode [g]
i = arus yang mengalir [A]
t = waktu [det]
a = Valensi
BA
8.3 Coulometer
Proses elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan jumlah arus yang lewat. Hal ini
disebabkan oleh karena adanya kesetaraan antara arus yang lewat dengan jumlah zat
yang tereduksi itu. Sel elektrolisis yang dipergunakan untuk ini disebut Coulometer
Sebutkan contoh-contoh Coulometer yang anda kenal !
Sebaliknya, bila arus yang melewati suatu sel elektrokisis kita ketahui dengan pasti,
maka jumlah kation yang tereduksi dapat dihitung. [Bila kation yang tereduksi habis,
maka arus akan sama dengan nol].
Cara analisis diatas disebut Analisis Coulometri.
10.3. Penggunaan elektrolisis dalam industri
37
W1 : W2 : W3 ~ a1 : a2 : a3
W = Fa t i
Elektrokimia
Sebagai contoh adalah elektrolisis-elektrolisis sbb:
a. Elektrolisis air laut
Anode : Cl-
2 H20 O2 + 4H+ + 4e 1×
Katode : Na+
2 H2O + 2e 2 H2 + 2OH- 2×
Reaksi total : 2 H2O 2 H2 + O2
Elektrolisis air dengan katalis garam (NaCl).
b. Elektrolisis larutan garam dapur (agak pekat)
Anode : 2 Cl- Cl2 + 2 e
H2O
Katode : Na+
2 H2O + 2e H2 + 2 OH-
Reaksi total : 2 Na+ + 2 Cl- + 2H2O 2Na+ + 2OH- + H2 + Cl2
Pembuatan gas klor secara elektrolisis
c. Elektrolisis leburan garam dapur
Anode : 2 Cl- Cl2 + 2 e
Katode : Na+ + e Na | 2×
Reaksi total : 2 Cl - + 2 Na+ Cl2 + 2 Na
Pembuatan logam Na dan gas Cl2 berjalan bila tidak ada molekul air.
* Diketahui : daya hantar molar ion H+ pada pengenceran ≈ pada 250C adalah 349,8
x 10-4 Sm2 mol-1
Hitung : ~ +Hμ
Jawab : λ ~ µ
~ λ+ = F ~ µ+
~ +Hμ =
96500
1081,349 4−x = 3,625 x 10-7 m det –1
* Larutan encer KCl ditempatkan diantara 2 buah elektrode berjarak 9 cm.
Potensial yg diberikan di antara keduanya 8,3 V.
Hitung : jarak yang ditempuh ion K+ dalam waktu , apabila ;
38
Elektrokimia
~λk+ = 73,52 x 10-4 s m2 mol-1.
Temperatur percobaan = 25 0C
Jawab : 2,53 x 10-2 m
~ λk+ = 500.96
1052,73 4−x = 7,61 x 10-6 m okt-1
λ = E
v → kecepatan ion.
v = λ . E = 7,61 x 10-6 x 9
3,8 = 7,024 x 10-6 m det-1
Jarak yang ditempuh K+ dalam 1 jam
3600 x 7, 024 x 10-6 = 2,53 x 10 –2m
Latihan Soal.
* Diketahui : t NH4+ = 0,49
t CH3COO- = 0,56
~ λ NH4Cl = 149,74 x 10-4 S m2 mol-1
~ λ NaOAc = 80 x 10-4 S m2 mol-1
Hitung : ~ λ± = F ~ µ±
~ Λ = F (~µ+ + µ)
~ λ = Fµ+
µ+ + µ-
t+ = µ+ ~ λ± = t± . ~ ^
µ+ + µ-
~ λNH4+ = tNH4
+ x n ΛNH4Cl
= 0,49 x 149,74 x 10-4 = 73,37 x 10-4
~ λOAc- = tOAc- x ~ Λ Nao
= 0,56 x 80 x 10-4 = 44,80 x 10-4
~ Λ NH4 OAc = 118,17 x 10–4 S m2mol-1
Hukum apakah yang anda pergunakan ?
Hubugan Stokiometri dalam Elektrolisis
Michael Faraday : Jml perubahan kimia yg terbentuk selama elektrolisis berlangsung ,
sebanding dengan jumlah yg dialirkan . Cu2+(a2)+2c → Cu(s)
1 mol Cu(s) ~ 2 mol elektron
(1 mol elektron = 1 faraday = 1 F)
SI : arus → amper (A)
Muatan listrik → coulomb (C) → 1 C = 1A x 1s
39
Elektrokimia
Waktu →detik (S)
1 mol elektron = 1 F membawa muatan listrik sebesar 96.500 C
Soal
Hitung : Berapa gram tembaga diendapkan pada katode bila arus 2,00 A dialirkan
melalui larutan Cu So4 dalam waktu 20,0 menit?
Jawab : Muatan listrik yang mengalir dalam sel elektrolisis = 20,0 menit x 1menit
60detikx
2,00 A = 2400 As = 2400 C.
= 2400 x 500.96
1F = 0,024 g F. (BA = 63;5)
Cu2+ + 2e → Cu (1 mol Cu ~ 2 mol e = 2F)
Endapan Cu = 0,024 g F x F
molCu
2
1 x
molCu
gCu
1
5,63 = 0,791 gram
* Kita ingin melapisi benda kerja dengan 0,500 g nikel (dari Ni2+). Bila arus yang
dipakai pada elektroplating ini 3.00 A , berapa waktu yang diperlukan ? (BA = 58.7)
Jawab : Ni2+ + 2e → Ni (1 mol Ni ~ 2F)
Ni = 0,500 g = 0,500 g Ni = gNi
molNi
7,58
1 = 0,00852 mol Ni
Butuh = 0,00852 mol Ni x Ni mol 1
2F= 0,0170 F
0,0170 F = 0,0170 F x Ni mol 1
2F = 1640 C = 1640 A.s
Waktu yang diperlukan = 3,00A
1640A.s x
60s
1menit = 9,11
Arus listrik yang sama dialirkan, maka akan dikebaskan sebesar ;
3,56 L H2 (STP) dan 2,8029 endapan suatu logam .
Hitung : logam ekivalen) dan jumlah muatan listrik yang dialirkan
Jawab : a) Hukum Elektrolisis II (Faraday II) = M
H
a
a2 =
M
H
W
W2
(1 mol H2 = 2g H2) → 22,4 L (STP)
3,56 L = 22,4
3,56x 2 g = 0,3178 g H2
aH2 = 1
1= 1
Ma
1=
2,808
0,318 → aM = 8,817
40
Elektrokimia
b). 1F = 96.500 C membebaskan : 1 ekivalen H2 =2
1 mol H2 = 11,2 L. Jadi 3,56 L
dibebaskan oleh :
= 2,11
56,3 x 96.500
= 30673,2 coulomb arus .
Pustaka
1. Alberty, R.A. and Daniels, F. 1980. Physical Chemistry , 5th edition, Jhon Willey & Sons.
2. Castellan, G.W.1983. Physical Chemistry, 3rd edition, Addison-Wesley Publishing Co.
3. Levine, I. N. 2002. Physical Chemistry 5th edition. New York : McGraw-Hill Higher
Education.
41