Potensial Elektroda Standar Pote Potens nsia iall elek elektr trod odaa stan standa darr suatu uatu elek elektr trod odaa adal adalah ah DGL (Daya Geral Listrik) suatu sel yang terdiri dari elektr ktroda yang ang dicelu elupkan pkan ke dalam alam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hydrogen standar. Sistem elektroda termodinamika
harus
reversible
se c a ra
Mn+ + ne M IUPA IUPAC C mene meneta tapk pkan an untu untuk k meng menggu guna naka kan n pote potens nsia iall reduksi atau potensial elektroda
E Mn+|M = E 0 Mn+|M – (RT/nF). Ln (1/ aMn+) E Mn+|M = E 0 Mn+|M – (RT/nF). Ln (1/ {Mn+}) Untuk sel: a) Pt, H2 | HCl (1M) || CuSO4 (1M) | Cu E 0sel = E 0Cu - E 0 H2 0,34 = E 0Cu – 0 E 0Cu = 0,34 V 1
b) Pt, H2 | HCl (1M) || ZnSO4 (1M) | Zn E 0sel = E 0Zn - E 0 H2 -0,76 = E 0Zn – 0 E 0Zn = -0,76 V Elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah-reaksi ½ H2 (1 atm) (g) H+ (aq) + e dan ditetapkan potensial elektroda 0,000 V pada 25 0C. Deng engan elek elektr trod odaa pem pemband bandin ing g ini ini dapa dapatt dipe dipero role leh h potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum dalam table potensial elektroda standar. Potensial elektroda standar suatu logam adalah beda pot potens ensia iall antar antaraa elekt elektrod rodaa hydr hydroge ogen n stand standar ar dengan dengan seteng tengaah-s h-sel yang ang terdapa apat logam terc ercelu elup dalam larutannya dengan konsentrasi 1 molar pada 25 0C atau dengan kata lain DGL sel. Pt {H2 (g)} | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) 2
b) Pt, H2 | HCl (1M) || ZnSO4 (1M) | Zn E 0sel = E 0Zn - E 0 H2 -0,76 = E 0Zn – 0 E 0Zn = -0,76 V Elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah-reaksi ½ H2 (1 atm) (g) H+ (aq) + e dan ditetapkan potensial elektroda 0,000 V pada 25 0C. Deng engan elek elektr trod odaa pem pemband bandin ing g ini ini dapa dapatt dipe dipero role leh h potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum dalam table potensial elektroda standar. Potensial elektroda standar suatu logam adalah beda pot potens ensia iall antar antaraa elekt elektrod rodaa hydr hydroge ogen n stand standar ar dengan dengan seteng tengaah-s h-sel yang ang terdapa apat logam terc ercelu elup dalam larutannya dengan konsentrasi 1 molar pada 25 0C atau dengan kata lain DGL sel. Pt {H2 (g)} | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) 2
Contoh: Suatu sel dengan diagram berikut, Cd(s) | Cd2+ (1M) || H+ (1 M) | H2 (g), Pt Mempunyai DGL 0,40 V. a) Tulis reaksi pada elektroda b) Tulis reaksi sel c) Hitung potensial elektroda standar dari Cd Jawab: a) Anoda : Cd (s) Cd2+ (aq) + 2 e Katoda : 2H+ (aq) + 2 e H2 (g) b) b) Reaks eaksii sel sel adal adalah ah jumla jumlah h reak reakssi anod anodaa dan dan reak reaksi si katoda yaitu, Cd(s) + 2H+ (aq) Cd2+ (aq) + H2 (g) c) E 0sel = E 0Katoda - E 0anoda 0,40 = E 0 H2 - E 0Cd 0,40 = 0 - E 0Cd E 0Cd = - 0,40 V
3
KONVENSI 1. Garis vertikal tunggal: pembatas antar muka fasa (padatan dan larutan) Garus vertikal dobel: partisi berpori atau jembatan garam Sel Daniell dapat dinyatakan dengan, Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s), E 0 = +1,10V Harga DGL menyatakan harga batas (untuk arus nol) dari (potensial listrik terminal KANAN) dikurangi (potensial listrik terminal KIRI)]
E 0sel = E 0Kanan - E 0Kiri E 0sel = E 0Katoda - E 0anoda E 0sel = E 0Reduksi - E 0Oksidasi 2. Reaksi yang terjadi pada elektroda kiri ditulis sebagai reaksi oksidasi dan reaksi yang terjadi pada elektroda kanan ditulis sebagai reaksi reduksi Reaksi sel = jumlah 2 reaksi setengah-sel ini: 4
Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s) 3. Jika harga DGL, E 0sel = + (positif), reaksi berlangsung dengan spontan ke kanan apabila sel dihubungkan. 4. Jika menggunakan elektroda inert, misalnya untuk reaksi sel: Fe3+ (aq) + I- (aq) Fe2+ (aq) + ½ I2 (g) Maka sel dinyatakan sebagai berikut: Pt | 2 I- (aq), I2 (aq) || Fe3+ (aq), Fe2+ (aq) | Pt, E 0 = 0,24 V
5. Potensial setengah sel Mn+ (aq) | M(s) adalah perbedaan potensial untuk sel Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Untuk setengah reaksi: ½ H2 + 1/n Mn+ H+ + 1/n M 5
Potensial setengah sel Cl- (aq) | AgCl, Ag adalah perbedaan potensial sel: Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Cl- (aq) | AgCl, Ag Dengan reaksi ½ H2 + AgCl H+ + Cl- + Ag
MANFAAT POTENSIAL ELEKTRODA 1) Membandingkan kekuatan relatif oksidator dan reduktor,
Contoh: E 0 = -3,15 V Li+ + e Li (s) ……………………………………………… E 0 = +2,87 V ½ F2 (g) + e F- (s) F2 adalah oksidator yang lebih kuat dibandingkan dengan Li+ Li adalah reduktor yang lebih kuat dibandingkan dengan F6
2) Menghitung DGL sel DGL sel adalah selisih aljabar antara dua potensial elektroda DGL standar sel = selisih potensial elektroda standar antara elektroda kanan (positif, katoda) dengan elektroda kiri (negative, anoda) Contoh:
Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s), E 0 = +1,10V
E 0 sel = E 0 Cu2+/Cu - E 0 Zn2+/Zn E 0 sel = E 0 Kanan - E 0 Kiri E 0sel = E 0Katoda - E 0Anoda E 0 sel = 0,34 – (-0,76) = +1,1 V 3) Meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung atau tidak menggunakan besaran termodinamika perubahan energi Gibs
∆G = - n F E Suatu reaksi berlangsung spontan jika ∆G < 0 atau E > 0 7
Contoh: MnO4- + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O,
E 0= +1,52 V
Fe3+ + e Fe2+,
E 0= +0,77 V
Reaksi sel: MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ Mn2+ + + 5 Fe3+ + 4 H2O
E 0 = +1,52 – (+0,77) = +0,75 V Karena harga E 0 positif naka reaksi berlangsung spontan ke KANAN. PENGARUH KONSENTRASI DAN SUHU PADA NILAI POTENSIAL
1. Untuk reaksi:
M (aq) + ne M (s) n+
Jika konsentrasi Mn+ bertambah maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena
8
potensial elektroda menjadi makin positif ( berkurang harga negatifnya) Jika konsentrasi ion logam berkurang maka potensial elektroda berkurang harga positifnya 2. SUHU: Potensial elektroda makin bertambah dan sebaliknya
positif
jika
suhu
Pengaruh konsentrasi dan suhu pada potensial elektroda ditunjukkan oleh persamaan NERNST.
Oksidant +ne (yang dioksidasi)
Reduktant (yang direduksi)
E = E 0 – (RT/n F ). ln ({oksidant}/{Reduktant}) E = potensial elektroda dalam V E 0 = potensial elektroda standar dalam V R = tetapan gas (8, 314 J/K.mol) T = suhu dalam K F = tetapan Faraday (96500 coulomb) 9
Misalnya untuk sel dengan reaksi: Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s) E = E 0 – (RT/2 F ). ln [{Zn2+}/{Cu2+}] Kadang-kadang ditulis: E = E 0 + (RT/2 F ). ln [{Cu2+}/{Zn2+}]
PERSAMAAN NERNST Untuk reaksi redoks dengan persamaan umum: aA + bB cC + dD Persamaan Nernst: E sel = E 0 sel - (RT/n F ). ln [{C}c. {D}d / {A}a . {B} b ] atau E sel = E 0 sel - (2,303RT/n F ). log [{C}c. {D}d / {A}a . {B} b ]
Pada 298 K: 2,303RT/F = (2,303 x 8,314 x 298) / 96500 = 0,0591V Sehingga 10
E sel = E 0 sel - (0,0591/n). log ({C}c. {D}d / {A}a . {B} b )
Dengan menggunakan pers Nernst untuk sel dengan reaksi berikut, Co + Ni2+ Co2+ + Ni E sel = E 0 sel - (0,0591/n). log [{Co2+} / {Ni2+}] E sel = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}]
Jika salah satu konsentrasi tidak sama dengan 1 M
a)
jika {Co2+} = 0,01 M dan {Ni 2+} = 1 M E = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}] E = 0,03 - (0,0591/2). log [{0,01} / {1}] E = 0,03 + 0,0591 = 0,08 volt
b) jika {Co2+} = 0,1 M dan {Ni 2+} = 0,01 M E = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}] E = 0,03 - (0,0591/2). log [{0,1} / {0,01}] E = 0,03 - 0,0591 = -0,03 volt
Harga DGL negative, artinya reaksi yang terjadi adalah sebaliknya
11
Co2+ (1M) + Ni Co + Ni2+ (0,01 M) Contoh:
Untuk reaksi sel: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 E 0 = +0,76 V Jika pH2 tetap pada 1 atm, berapa harga E 0 sel jika a) {Zn2+} = 0,01 M, b) {Zn2+} = 1 M,
{H+} = 1 M {H+} = 0,01 M
Jawab: E sel = E 0 sel - (0,0591/2). log [({Zn2+}.pH2) / {H+}2] E sel = 0,76 - (0,0591/2). log [({Zn 2+}) / {H+}2]
a) E sel = 0,76 – (0,0591/2) log (0,01) = 0,819 V b) E sel = 0,76 - (0,0591/2) log [1/(0,01 2)] E sel = 0,76 - (0,0591/2) log (1 x 10 4) E sel = 0,64 volt Kesimpulan: Jika {Zn2+} berkurang maka E sel bertambah Jika {H+} dikurangi maka E sel berkurang
12
Contoh:
Hitung DGL sel di bawah ini pada 25 0C Pt, H2 | HCl || AgCl, Ag Jika tekanan gas hydrogen 1 atm dan konsentrasi asam klorida: a) 0,1 M, b) 0,01 M, c) 0,001 M dan DGL standar 0,223 V Jawab: E sel = E 0 sel - (2,303RT/n F ). log [{HCl} / (pH2)1/2] E sel = 0,223 – 0,0591.log {HCl}
{HCl} 0,1 M 0,01 M 0,001 M
E sel (V) 0,282 0,341 0,400
LATIHAN: 1.
Diketahui: Mg2+ + 2 e Mg Cu2+ + 2 e Cu
E 0 =-2,36 V E 0 = +0,34 V
Hitung DGL sel pada 25 0C jika {Mg2+} = 0,01 M dan {Cu2+} = 0,001 M 13
Jawab: E sel = +0,34 – (-2,36) = +2,70 V
Reaksi sel: Mg + Cu2+ Mg2+ + Cu
E sel = E 0 – (0,0591/2) . log [{Mg 2+}/{Cu2+}] E sel = E 0 – (0,0591/2) . log [{10 -2}/{10-3}] E sel = E 0 – (0,0591/2) . log 10 E sel = E 0 – 0,03 = +2,67 volt 2. Perhatikan sel Daniell dengan reaksi Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s) Zn2+ (aq) + 2e Zn(s)
E 0 = -0,76 V
Cu2+ (aq) + 2e Cu (s)
E 0 = +0,34 V
a) Pada keadaan standar E 0 sel = +0,34 – (-0,76) = +1,1 V b) Jika {Zn2+} = 0,1 M dan {Cu2+} = 0,01 M maka, 14
E 0 sel = E 0 –
(0,0591/2) . log [{Zn 2+}/{Cu2+}]
E 0 sel = 1,10 –
(0,0591/2) . log [{0,1}/{0,01}]
E 0 sel = 1,10 –
0,03 = 1,07 V
SISTEM ELEKTRODA 1. Logam – ion logam 2+
Zn (aZn ) | Zn(s) 2+
Zn2+(aZn ) +2e Zn(s) 2+
E = E 0Zn2+|Zn – (RT/2F).ln [aZn/aZn2+] E = E 0Zn2+|Zn – (RT/2F).ln [1/aZn2+]
2. Elektroda gas bukan logam Contoh: Elektroda hidrogen (baca sebelumnya) 15
H+(aH+)|H2 (pH )|Pt 2
H+(aH+) + e 1/2 H2 (g, pH ) 2
E = E 0H+|H2 – (RT/F).ln [pH2/aH+]
Elektroda klor: Cl- (aCl-)| Cl2 (pCl2) | Pt ½ Cl2 (g, pCl ) + e Cl- (aCl-) 2
E = E 0 Cl |Cl- – (RT/F). ln [aCl-/{pCl }1/2] 2
2
3. Elektroda Logam – Garam tak larut Yang terpenting adalah elektroda reversibel dengan anion Contoh: AgCl(s) + e Ag(s) + Cl- (aCl-) E = E 0AgCl | Ag – (RT/F). ln [{aAg.aCl-}/{aAgCl}] 16
E = E 0AgCl | Ag – (RT/F). ln aCl-
Contoh: Elektroda kalomel Mg2Cl2 (s) + 2 e 2 Hg(l) + 2Cl- (aCl-) Ada 3 macam konsentrasi: 0,1 M; 1,0 M dan jenuh Untuk menyusun elektroda yang reversibel terhadap suatu anion, yang diperlukan hanya memilih logam yang dapat membentuk garam yang tidak melarut dengan anion itu. SO42Br I-
: : :
SO42- (a) | PbSO4 | Pb(s) Br - (a) | AgBr (s) | Ag (s) I- (a) | AgI(s) | Ag (s)
4. Elektroda Redoks: Sn2+ (a), Sn4+ (a) | Pt MnO4- (a), Mn2+ (a)| Pt H2O2 (a), H2O | Pt
17
Contoh: Fe3+ (a) + e → Fe2+ (a) E = E 0 Fe(III)|Fe(II) – (RT/F). ln [aFe(III)/aFe(II)] SEL KONSENTRASI
Padas sel konsentrasi digunakan dua elektroda yang sama, namun konsentrasi larutannya berbeda. Zn | Zn2+ (0,001M) || Zn2+ (0,1 M) | Zn
Reaksi anoda : Zn → Zn2+ (0,001 M) Reaksi katoda : Zn2+ (0,1 M) → Zn Reaksi sel : Zn2+ (0,1 M) → Zn2+ (0,001 M)
E = E 0 – (0,059/2) . log [0,001/0,1] = 0 + 0,059 = 0,059 V Dalam sel terjadi suatu aksi spontan untuk menyamakan konsentrasi. Meskipun potensial standar dari sel adalah nol, tetapi terdapat potensial untuk menggerakkan aksi di atas. 18
Elektroda dalam larutan pekat merupakan katoda Elektroda dalam larutan pekat merupakan anoda
Contoh: Cu | Cu2+ (0,01 M) || Cu2+ (0,01 M) | Cu E = E 0 – (0,059/2) . log [0,01/0,1] = 0,0259 V Contoh: DGL sel: Ag | Ag+ (x M) || Ag+ (1 M) | Ag Yang diukur pada 298 K ialah 0,1 V. Hitung konsentrasi larutan Ag+ pada elektroda yang berperan sebagai anoda? Jawab: Oksidasi : Ag ⇄ Ag+ (x M) + e
Reduksi : Ag+ (1 M) + e ⇄ Ag Reaksi sel : Ag+ (1 M) ⇄ Ag+ (x M) 19
E
= - (RT/F). ln (x/1)
0,1 = - [(8,31).(298)/96500]. Ln x 0,02 M
PENGUKURAN pH Salah satu penggunaan terpenting dari sel volta adalah penentuan pH larutan. Meskipun elektroda standar untuk pengukuran pH adalah elektroda hydrogen, namun elektroda ini tidak praktis. Pada umumnya orang menggunakan elektroda kaca. a) Elektroda kaca Elektroda ini terdiri dari kaca berbentuk bola yang mengandung HCl 0,1 M dan di dalamnya terdapat elektroda perak/perak klorida.
20
21
Elektroda ini dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Jika dihubungkan dengan elektroda kalomel maka akan diperoleh diagram berikut, Ag, AgCl | HCl (0,1 M) | gelas | larutan || elek. Kalomel
Potensial elektroda gelas bergantung pH larutan E (gelas) = E 0 (gelas) + [(2,303.RT)/F].Ph
22
ELEKTRODA HIDROGEN Potensial elektroda bergantung pada pH larutan. Jika suatu sel potensial menggunakan salah satu elektroda adalah elektroda standard dan yang lainnya bukan standar, sedang elektroda standar adalah katoda, maka 23
Anoda Katoda
: ½ H2 (g) → H+ (std) + e : H+ (std) + e → ½ H2 (g)
Reaksi sel : ½ H2 (g) + H+ (std) → H+ (std) + ½ H2 (g) E sel = E 0 sel – (0,059/1). log [({H+}.pH21/2)/({H+}.pH2)]
Jika pH2 pada kedua elektroda 1 atm dan menurut perjanjian {H +} std =1, sedangkan E 0sel = 0, maka
E sel = -0,059 . log {H+} = 0,059 pH Pada pH = 4, E sel = 0,059 x 4 = 0,236 Pada pH = 6, E sel = 0,059 x 6 = 0,354 Suatu elektroda hidrogen dengan pH2 = 1 dihubungkan dengan elektroda kalomel standar yang setengah-reaksinya. Hg2Cl2 (s) + 2e → 2Hg(l) + 2Cl-, E 0 = 0,242 V
24
Jika DGL sel 0,8 V hitung pH larutan di sekitar elektroda hydrogen yang dicelupkan ke dalam suatu larutan netral. Jawab: Hg2Cl2 (s) + H2(g) → 2Hg(l) + 2Cl- + 2H+
E 0sel = 0,242 V E sel = E 0sel + 0,059.pH 0,8 = 0,242 + 0,059.pH pH = (0,8 – 0,242)/0,059 = 9,5 Jika elektroda hydrogen dicelupkan ke dalam larutan netral (pH = 7)
E sel = 0,242 + (0,059) x 7) = 0,65 V Contoh: Diketahui reaksi suatu sel seperti tersebut di bawah.
E 0 = 0,34 V Cu2+ + 2 e → Cu(s) Cu2+ (1 M) + H2 (g) (1 M) → Cu (s) + 2H+ (? M) 25
Hitung pH larutan di ruang anoda, jika E sel = 0,48 V. Jawab: E = E 0 sel – (0,059/2).log [{H+}2/({Cu2+}.pH2) E 0 sel = E 0 Cu - E 0 H2 = 0,34 – 0 = 0,34 V E = 0,34 – (0,059/2). Log {H+}2 = 0,34 – 0,059.log {H+} 0,48 = 0,34 – 0,059.log {H+} – 0,059.log {H+} = 0,48 – 0,34 -log {H+} = (0,48-0,34)/0,059 pH = 2,4 Contoh: Diketahui suatu sel volta yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hydrogen. Zn2+ (aq) + 2e → Zn (s) 2H+ (aq) + 2e → H2 (g)
E 0 sel = -0,76 V E 0 sel = 0 V
26
Jika potensial sel ini 0,46 V pada 25 0C dan {Zn2+} = 1 M, pH2 = 1 atm, hitung pH larutan di sekitar elektroda hydrogen. Jawab: Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g)
E 0 sel = 0 – (-0,76) = 0,76 V E = E 0 – (0,059/2).log [({Zn2+}.pH2)/{H+}2] 0,46 = 0,76 - (0,059/2).log [1/{H+}2] 0,46 = 0,76 + 0,059.log {H +} Log {H+} = (0,46-0,76)/0,059 = -5 pH = -Log {H +} = 5
27
DGL DAN ENERGI BEBAS Energi listrik yang dihasilkan oleh sel Galvani / sel Volta adalah sama dengan pengurangan energi bebas. 0
0
-∆G = nFE 0
0
∆G = -nFE
Contoh: Zn | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu 0
∆G
E 0 = 1,1 V
= - (2) (96500) (1,1) joule = 212.300 J = 212,3 kJ
Harga ∆G0 negatif menunjukkan bahwa reaksi sel di atas: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu berlangsung secara spontan.
28
Dapat disimpulkan bahwa suatu reaksi redoks yang mempunyai DGL sel positif (mempunyai ∆G negative), akan berlangsung secara spontan. Contoh: Hitung perubahan energy bebas standar untuk reaksi, I2 + Cl- + 2OH- → 2I- + ClO- + H2O Diketahui: E 0 (I2|I) = 0,535 V, E 0 (ClO-|Cl-) = 0,89 V Jawab: E 0 sel = 0,535 – 0,89 = -0,5355 volt 0 0 ∆G = -nFE = -2 x 96500 x (-0,355) = 685,15 kJ Harga E 0 sel yang negatif → energy bebas positif Menunjukkan bahwa reaksi diatas tidak berlangsung secara spontan.
29
Contoh: DGL sel: Zn|ZnCl2 (0,05)||AgCl (s), Ag Adalah 1,015 volt pada suhu 298 K a) Tulis reaksi sel b) Hitung energy bebas Jawab: a) Reaksi anoda : Zn → ZN2+ + 2e Reaksi katoda : 2 AgCl(s) + 2e → 2Ag + 2ClReaksi sel : Zn + 2AgCl(s) → 2Ag + Zn2+ + 2Cl= -nFE b) ∆G = -2 x 1,015 x 96500 = -195.900 J/mol = -195,9 kJ/mol Contoh: Tunjukkan apakah logam Ni dapat mereduksi a) Zn2+ menjadi Zn b) Fe3+ menjadi Fe2+ Ni2+ + 2e → Ni
E 0 = -0,25 volt 30
Zn2+ + 2e → Zn Fe2+ + 2e → Fe
E 0 = -0,76 volt E 0 = +0,77 volt
Contoh: Dari data: 2ClO- + 2H2O + 2e Cl2 + 4OH-, Cl2 + 2e 2Cl,
E 0 = 0,4 V E 0 = +1,36 V
Tunjukkan apakah Cl2 mengalami disproporsionasi dalam larutan basa.
reaksi
Jawab: Jika Cl2 mengalami disproporsionasi, maka reaksinya: Cl2 + 2 OH- Cl- + ClO- + H2O
E 0 = +1,36 – (+0,40) = +0,96 volt E 0 > 0 …. reaksi berlangsung spontan
31
DIAGRAM LATIMER Dengan menggabungkan 2 setengah-reaksi dapat menghitung E 0 untuk reaksi lain 0
0
ΔG =−nFE ΔG 0 0 =nE − F
Berapa E 0 untuk reaksi: −
+
Mn 4 +4H +3 e → MnO 2 +2H 2 O
E 0 dapat diperoleh dari reaksi berikut:
−
+
E 0 1,51 1,23 ?
2+
Mn 4 +8H +5 e → Mn +4H 2 O +
2+
MnO 2 + 4H + 2 e → Mn + 2H2 O −
+
Mn 4 +4H +3 e → MnO 2 +2H 2 O
E 0 =
5,09 3
=1,70 volt
Perhitungan dengan diagram Latimer: 0 0 2+ MnO− 4 E 1 MnO 2 E 2 Mn ⃗
⃗
0
E 3
0
0 E 3
=
0
3. E 1 + 2. E 2 5
32
n 5 2 3
nE 0 7,55 2,46 5,09
0
0
E 2 =1,23 V; E 3 =1,51 V;
E 01 =
5×1,51− 2× 1,23 5,09 = =1,70 V 3 3
Contoh: Fe + e Fe Fe2+ + 2e Fe Fe3+ + 3e Fe 3+
2+
Fe3+ + 3e Fe Fe2+ + 2e Fe Fe3+ + e Fe2+
0
E 1 0
E 1 0
E 1
E 0 … 0,47 0,77 0
E 1 =
= 0,77 V = 0,47 V =?
n 3 2 1
1,71 =0,57 volt 3
Dengan diagram Latimer, Fe 3+ E 01 Fe2+ E 02 Fe ⃗
⃗
0
E 3
33
nE 0 3 0,94 0,77
0
0
0
3× E 3 =E 1 +2 × E 2 3× E 03 =0,77+ 2× 0,47=1,71 0
E 3 =0,57 volt
34
HUBUNGAN ANTARA E 0 dengan
ΔG
0
DAN K
0
ΔG =− RT . ln K 0 ΔG =− 2,303 RT .log K ΔG
0
=−nFE 0
−nFE 0 =− RT . ln K −nFE 0 =−2,303 RT .log K RT . ln K E 0 = nF
E 0 =
2,303 RT .log K nF
0
nFE log K= 2.303. RT
nE ln K= 0,0591
0
nE log K= 2,303.0,0591
0 nE 0,0591
0 nE 2,303. 0,0591
nFE ln K= RT
K=e
0
0
K= 10
ΔG
Reaksi ke kanan Spontan Kesetimbangan Tidak spontan
0
K >1 1 <1
0 +
Contoh: Cd|Cd2+ || Cu2+|Cu 0
E
Cu
2+
∣Cu
=0,34 volt
0
E 2+ Cd
=−0,40 volt
∣Cd
35
E 0 + 0 -
Hitung
ΔG
0
dan K !
JAWAB: E 0 sel = 0,34 – (-0,40) = 0,74 volt 0 ΔG =-nF E = -(2)(96500)(0,74) = -142820 J = -142,8 kJ 0
RT E 0 = . ln K nF
log K=
E 0 =
0,74 ×2 =25 0,0591
0,0591 RT .log K n
K = 1025
Contoh: Hitung E 0,
0
E
−
=1,36
Cl ∣Cl ,Pt 2
ΔG
V,
0
dan K untuk: Cu|Cu2+ || Cl- | Cl2 (g), Pt E 0Cu 2+∣Cu =0,34
V,
Tulis reaksi sel: 2+ Anoda : ½ Cu(s) ½ Cu + e Katoda : ½ Cl2 (g) + e Cl36
Reaksi sel : ½ Cu(s) + ½ Cl2 (g) ½ Cu2+ + Cl E 0 sel = 1,36 – 0,34 = 1,02 volt ΔG = -nF E 0 = - (1) (9500)(1,02) = -98,43 joule 0
log K=
1,02 =17,3 0,0591
K = 1017,3
Contoh: Diketahui potensial standar ( E 0 ) Fe3+| Fe2+ = 0,76 V ½ I2 | I-= 0,54 V Hitung
ΔG
0
dan K pada 25 0C untuk reaksi:
FeI3 ⇔ FeI2 + ½ I2 Jawab: E 0 ΔG
0
= 0,76 – (0,54) = 0,22 V = -1 x 96500 x 0,22 37
= -21,2 kJ/mol = - RT .ln K -0,22 x 96500 = -8,314 x 298 x ln K ΔG
0
K = 5,3 x 103
38
POTENSIAL ELEKTRODA DAN TETAPAN KESETIMBANGAN Tetapan kesetimbangan suatu reaksi kesetimbangan misalnya, Cu(s) + 2 Ag+ (aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) Dapat diukur dengan mengukur DGL sederetan sel yang ion tembaga dibuat tetap yaitu 1,0 mol/L, sedangkan konsentrasi ion perak diubah-ubah. Misalnya diperoleh data berikut:
E/V 0,23 {Ag+}mol/L 10-4
0,25 0,28 3.10-4 10-3
Diketahui: Cu2+ + 2 e Cu
0,31 0,34 3.10-3 10-2
E 0 = 0,34 volt
Sesuai dengan hukum Nernst, E=E 0 −
0,0591 1 log 2 2 { Ag + }
39
2 0,0591 log { Ag +} 2 0 + E=E +0,0591.log { Ag }
E=E 0 +
Konsentrasi ion Ag pada keadaan kesetimbangan dapat diperoleh dengan cara mengalurkan log{Ag +} terhadap DGL sel. Dalam hal ini tidak perlu menghitung potensial elektroda setiap setengah-sel perak, karena setengahsel tembaga tidak berubah.
E Ag = E 0 sel + 0,34 V (selisih antara E Ag dan E 0 sel tetap yaitu 0,34 V) E 0 /V log{Ag+}
0,23 -4,0
0,25 0,28 -3,52 -3,0
40
0,31 0,34 -2,52 -2,0
E 0 /V
0 +
Log Ag
Titik dimana DGL sel = 0, yaitu pada konsentrasi ion perak berada dalam keadaan kesetimbangan dengan {Cu2+} = 1 M Dari gambar diperoleh: Log {Ag+} (aq) = 8.1 {Ag+} = 7,9 x 10-9 Cu 2+ ( aq ) } { 1 K c= = { Ag + ( aq )} ( 7,9.10−9 )2
K c = 1,6 x 1016 41
LATIHAN SOAL: 1. Reaksi suatu sel pada 25 oC sbb: ½ Pb (s) + Ag+ (1M) ½ Pb2+(1M) + Ag(s)
E 0 Pb2+|Pb = -0,1260 V E 0 Ag+|Ag = +0,7991 V a) Tulis diagram sel b) Hitung DGL sel c) Hitung energi bebas 2. Diketahui suatu reaksi kesetimbangan pada 25 oC O2(g) + 4H+ (aq) + 4Fe2+ (aq) 4Fe3+ (aq) + 2H2O (l) Tentukan tetapan kesetimbangan reaksi ini jika diketahui: O2(g) + 4H+ (aq) +4e 2H2O (l), E 0= 1,23 V Fe3+ (aq) + e Fe2+ (aq), E 0= 0,77 V
42
3. Suatu sel Daniell yang terdiri dari elektroda Zn dan Cu, masing-masing dicelupkan ke dalam larutan Zn2+ 0,05 M dan larutan Cu2+ 5,0 M
Zn2+ (aq) + 2e Zn(s) E 0= -0,76 V Cu2 (aq) + 2e Cu(s) E 0= 0,34 V 5.
Berapakah DGL sel di bawah ini (pd 25 oC)? Cu|Cu2+ (a=0,8) || Fe2+ (a=5), Fe3+ (a=0,2) |Pt
E 0 Cu2+|Cu = 0,34V E 0 Fe3+| Fe2+ = 0,77V 6.
Berapa harga tetapan kesetimbangan K, pada 25 o C bagi reaksi ion di bawah ini? Hg2+ + Fe2+ Hg+ + Fe3+
7. Reaksi suatu sel adalah: Pb2+ + Sn Pb + Sn2+ Hitung E 0 sel !
43
SEL VOLTA Ada 2 macam sel yang bekerja berdasar prinsip Galvani dan prinsip Volta. •
•
1.
2.
Tahun 1797 Luigi Galvani menemukan bahwa listrik dapat dihasilkan oleh reaksi kimia Tahun 1800 Allesandro Volta membuat sel praktis pertama menghasilkan listrik berdasarkan reaksi kimia Sel Primer: jika salah satu komponen habis terpakai tidak dapat mengubah kembali hasil reaksi menjadi pereaksi Sel Sekunder: Disebut “Sel PENYIMPAN”, reaksi sel bersifat reversible.
44
Contoh sel Primer: 1.
Sel Daniel: Reaksi sel: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
2. Sel Konsentrasi: Ag | Ag+ (0,05 M) || Ag+ (0,5 M) | Ag Reaksi anoda: Ag + Ag+ (0,05 M) + e Reaksi katoda: Ag+ (0,5 M) + e Ag+ 3. Sel Ion dengan bilok yang berubah-ubah (a)
Pt | Fe2+ ( x M), Fe3+ ( y M) || Ce4+ (w M), Ce3+ ( z M) | Pt
(b) Pt | Fe2+ ( x M), H2SO4 || MnO4- ( y M), H2SO4 | Pt Reaksi anoda: Fe2+ Fe3+ + e Reaksi katoda: MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O Reaksi sel: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
45
4. Sel Kering (Sel Leclanche) Zn: MnO2, NH4Cl, ZnCl2 (pasta): C (grafit) Reaksi anoda: Zn Zn2+ + 2e Reaksi katoda: 2NH4+ + 2e 2NH3 + H2 (g) (a) H2 (g) + 2MnO2 (s) Mn2O3(g) + H2O (b) Reaksi sel: Zn(s) + 2NH4+ + 2MnO2(s) Zn2+ + 2NH3 + Mn2O3 + H2O Zn(s) + 2NH4+ + 2NH3 + 2MnO2(s) Zn(NH3)42+ + Mn2O3 + H2O
8. Sel Bervoltase-tetap Cd | Cd2+ (jenuh), CdSO4 (s) || Hg22+ (jenuh), HgSO4 | Hg
Reaksi anoda: Cd Cd2+ + 2e Reaksi katoda: Hg22+ + 2e 2Hg Reaksi sel: Cd + Hg22+ Cd2+ + 2Hg
46
SEL PENYIMPAN: 1.
Sel Penyimpan Timbal (Aki) Pb | H2SO4 (bj ± 1,30) | PbO2 Reaksi anoda: Pb(s) + HSO4- PbSO4 + H+ + 2e
Reaksi katoda: PbO2(s) + HSO4- + 3H+ + 2e 2PbSO4 (s) + 2H2O Reaks sel: Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4- 2H+ 2PbSO4 (s) + 2H2O
Pada ‘pengisian’ aki: 2PbSO4 (s) + 2H2O + energi listrik Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4- 2H+ 2. Sel Edison
Fe | KOH (20%; sedikit LiOH) || Ni2O3. xH2O(s) Sel anoda: Fe(s) + 2OH- Fe(OH)2 (s) + 2e Sel katoda: Ni2O3(s)+ 3H2O + 2e Ni(OH)2(s)+2OHSel reaksi: 47
Fe(s)+ Ni2O3(s)+ 3H2O Fe(OH)2+ Ni(OH)2(s) 3. Sel NiCad (Nickel-Cadmium) Cd | KOH (20%) || Ni2O3. xH2O(s) Reaksi anoda: Cd + 2OH Cd(OH)2+2e Reaksi katoda: Ni2O3(s)+ 3H2O + 2e
2Ni(OH)2(s)+2OH-
Reaksi sel: Cd(s)+ Ni2O3(s)+ 3H2O Cd(OH)2+ 2Ni(OH)2(s) 4. Sel Bahan Bakar Suatu sel Galvani dimana selalu tersedia pereaksi yang dialirkan ke elektroda sehingga sel selalu bekerja secara kontinyu. Sel Bacon terdiri dari anoda nekel dan katoda nekel, nekel oksida-dengan elektrolit larutan KOH. Elektroda tersebut berpori dan gas berdifusi sehingga bersentuhan dengan elektroda. Reaksi anoda: 2H2 + 4OH- 4H2O + 4e Reaksi katoda: O2 +2H2O + 4e 4OH48
Reaksi sel: 2H2 + O2 2H2O
E 0 sel= 1V
5. Sel Merkuri Reaksi anoda: Zn + 2OH - ZnO + H2O + 2e Reaksi katoda: HgO + H 2O + 2e Hg + 2OHReaksi sel: Zn + HgO
ZnO + Hg
ELEKTROLISIS Alat elektrolisis terdiri dari: 1. sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan 2. 2 elektroda, anoda dan katoda KRAO = Katode – Reduksi, Anoda – Oksidasi Dari data potensial elektroda dapat dilihat kecenderungan berlangsungnya kedua proses di bawah ini.
49
Mn+ + ne M X2 + 2e 2 X Reaksi dengan harga potensial elektroda LEBIH POSITIF akan LEBIH MUDAH TERJADI. Misal dalam larutan yang mengandung ion Cu 2+ dan ion Ag+ dengan konsentrasi yang sama, ion yang lebih dahulu mengalami reduksi adalah ion Ag + . 0 + E = +0,80 V Ag (aq) + e Ag(s) E 0 = +0,34 V Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) Lihat Tabel Oleh karena pada pembentukan ion negative adalah kebalikan dari pembentukan ion positif, maka reaksi oksidasi yang mudah terjadi adalah yang mempunyai potensial elektroda ion negative. E 0 = +0,54 V I2 (aq) + 2e 2 I- (aq) E 0 = +0,36 V Cl2 (aq) + 2e 2 Cl- (aq) Jadi, jika dlm larutan terdapat ion Cl- dan ion I-, maka I- yang lebih dahulu mengalami oksidasi.
50
Dlm larutan air, air dapat mengalami oksidasi di anoda dan mengalami reduksi di katoda. Anoda: Katoda:
H2O 2H+ + ½ O2 + 2e H2O + e ½ H2 + OH-
Perhatikan potensial elektroda berikut: 0 + E = -2,71 V Na (aq) + e Na(s) 0 H2O + e ½ H2 (g) + OH (aq) E = +0,5 V Oleh karena itu pada elektrolisis larutan terbentuk oksigen. Demikian halnya, jika mengelektrolisis larutan fluoride, pada anoda air mengalami oksidasi 2 H+ + ½ O2 + 2e H2O F2 + 2e 2 F
E 0 = +1,23 V E 0 = +2,87 V
Faktor yang menentukan Kimia Elektrolisis. 1. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda Contoh: a) Larutan NaCl pekat 51
Reaksi anoda (+) 2Cl- Cl2 (g) + 2e Reaksi katoda (-) 2H2O + 2e H2 (g) + 2 OHElektrolisis 2Cl +2H O Cl (g) + H (g) + 2OH Reaksi sel -
2
2
-
2
b) Larutan NaCl yang sangat encer Reaksi anoda (+) 2H2O O2 (g) + 4H+ + 4e Reaksi katoda (-) 2H2O + 2e H2 (g) + 2OHElektrolisis 6H O 2H (g) + O (g) + 4 H + 4 OH Reaksi sel 2
2
2
+
-
2. Komposisi Kimia Elektroda yang berbeda a) elektroda inert (tak aktif) contoh: elektrolisis larutan Na2SO4 reaksi anoda (+) 2H2O O2 (g) + 4H+ + 4e reaksi katoda (-) 2H2O + 2e H2 (g) + 2OHelektrolisis 6H2O 2H2 (g) + O2 (g) + 4H+ +4OHreaksi sel c)
elektroda tidak inert (bukan Pt atau Cl- ) contoh: elektrolisis larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda 52
Cu Cu2+ + 2e Cu2+ + 2e Cu
reaksi anoda (+) reaksi katoda (-)
Hasil elektrolisis dapat disimpulkan sbb: 1. Reaksi pd katoda (katoda tidak berperan) a) K + Ca 2+ Na 2+ Mg 2+ 2H2O + 2e 2OH- +H2 (g) b) H+ dari asam 2H+ + 2e H2 (g) c) Cu2+ + 2e Cu 2. Reaksi pada anoda 1) anoda inert a) OH- (basa) 4OH- 2H2O + O2 (g) + 4e b) Cl- , Br -, I 2Cl- Cl2 (g) + 2e c) sisa asam yg lain, misalnya SO422H2O 4H+ + O2 (g) + 4e 2) Anoda tidak inert (bukan Pt atau C)
53
ELEKTROLISIS DAN ASPEK KUANTITATIF Michael Faraday berhasil kuantitatif dari elektrolisis.
menemukan
aspek
Hukum Faraday: Jumlah mol zat yang dioksidasi atau direduksi pada suatu uatu elek elektr trod odaa ada adalah lah sama ama deng dengaan jumla umlah h mol elect lectro ron n yang yang melalu laluii elekt lektro roda da ters terseb ebut ut diba dibagi gi dengan jumlah electron yang terlibat dalam reaksi pada elektroda untuk setiap ion atau molekul zat. Perhatikan reaksi elektroda, Ag + (aq) + e Ag(s) Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) Al3+ (aq) + 3e Al(s) 2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e 4OH- (aq) 2H2O (l) + O2 (g) + 4e maknanya: 54
1 mol electron akan mereduksi dan mengendapkan 1 mol Ag+ atau 0,5 mol Cu 2+ atau 0, 333 mol Al 3+ pada oksidasi 2 mol Clmelepaskan 2 mol electron
menjadi 1 mol Cl2,
pada oksidasi 4 mol OH- menghasilkan 2 mol air dan 1 mol O2 (g), melepaskan 4 mol electron. Muatan 1 mol electron = 6,0229 x 10 23 x 1,6021 x 10-19 = 96489 coulomb (~ 96500 coulomb) 1 Faraday = 96489 coulomb (~ 96500 coulomb) Jadi besarnya listrik yang diperlukan untuk mereduksi Ag +, Cu +, dan Al3+ berturut-turut 1 Faraday, 2 Faraday dan 3 Faraday. Perubahan massa zat yang terjadi dapat diungkapkan dengan rumus, M=Q .
A 1 . n F
M = massa (gram) 55
Q = jumlah listrik (coulomb) = i . t i = be besarnya ar arus li listrik am amper per) t = waktu (detik) A/n = massa ekivalen A = massa atom (massa molekul) relative n = perubahan bilok F = Faraday, 96500 coulomb Jadi: 1 Faraday = jumlah listrik yang diperlukan untuk perubahan zat sebanyak 1 ekivalen zat pada elektroda Contoh elektrolisis: Elektrolit NaCl (l)
Elektroda Anoda: C Katoda: baja NaCl (aq) Anoda: baja Encer Katoda: baja NaCl(aq) Anoda: C Pekat Katoda: baja NaOH Anoda: C
Reaksi 2Cl- Cl2 + 2e 2Na + + 2e 2Na H2O 2H+ +1/2O2 + 2e 2(H2O+e1/2H2 +OH-) 2Cl- Cl2 + 2e 2(H2O+e1/2H2 +OH-) 4OH- 2H2O +O2 +4e 56
4(H2O+e1/2H2 +OH-) H2O2H+ +1/2O2 + 2e 2H+ + 2eH2 H2O2H+ +1/2O2 + 2e Cu2+ + 2e Cu Cu Cu2+ + 2e Cu2+ + 2e Cu 3(2O2- O2 + 4e) 4(Al3++ 3e Al)
(aq) Katoda: C H2SO4 (aq) Anoda: Pt Katoda: Pt CuSO4 Anoda: C (aq) Katoda: C CuSO4 Anoda: Cu (aq) Katoda: Cu Al2O3 Anod: C dalam Katoda: Al Na3AlF6
Contoh perhitungan: Berapa gram klor yang dihasilkan pada elektrolisis leburan NaCl dengan arus 1 amper selama 15 menit. Jawab: 1 amper selama 15 menit = 1 x `15 x 60 = 900 C ingat: 1 F = 96500 C jadi 900 C = 900/96500 = 0,00933 F ingat: 57
1 F = 1 ekivalen zat 1 ekivalen = A/n 1 F = 70 (Mr Cl2 ) / 2 (perub. bilok) = 35,5 gram Cl2 jadi untuk 0,00933 F = 0,00933 x 35,5 = 0,331 gram Cl2 A Q m= . RUMUS: n F Dalam suatu industri pengolahan magnesium secara elektrolisis dihasilkan 50 kg magnesium per jam. Hitung arus listrik yang diperlukan! Jawab: Mol = 50 kg Mg = 50000/24,3 = 2057,6 mol Mg Dalam setiap detik dihasilkan: 2057,6 =0,57 mol Mg 60 ×60 1 mol Mg = 2 F -------------- 1 ekivalen = (1/n) mol jadi 0,57 mol Mg = 2 x 0,57 F = 1,14 F 1,14 F = 1,14 x 96500 C = 110010 C 58
contoh: Dengan arus 12,0 amper air dihidrolisis selama 1,5 jam. Hitung gas (STP) yang dihasilkan pada masingmasing elektroda.
Jawab: Reaksi pada anoda : 2 H2O O2 +4H+ + 4e Reaksi pada katoda : 2 H2O + 2e H2 + 2OHQ = 12 amper selama 1, jam = 12 x 90 x 60 = 64800 C 1 F = 96500 C jadi 64800 C = 64800/96500 = 0,672 F pada anoda dihasilkan = (0,672/4 ) mol O2 = 3,76 L O2 pada katoda dihasilkan = (0,672/2) mol H2 = 7,52 L H2 Ingat : Mol =
QF n
59
Vol = mol x 22,4 L (keadaan STP) Contoh latihan: Air dielektrolisis dengan menggunakan arus sebesar 500 miliamper selama 1 jam. a) tulis reaksi-reaksi pada elektroda b) hitung jumlah oksigen dan hydrogen yang dihasilkan pada masing-masing elektroda Pada elektrolisis larutan CuSO 4 yang menggunakan elektroda Pt terbentuk endapan logam Cu sebanyak 3,175 gram pada katoda. Hitung volume gas yang terjadi pada anoda, jika diukur pada keadaan dimana 5 dm 3 gas N2 massanya 7 gram. (Ar Cu = 63,5; N = 14) Jawab: Reaksi anoda: 2H2O O2 + 4H+ + 4e Reaksi katoda: 2Cu 2+ + 4e 2Cu 3,175 1 = 63,5 20
3,175 g Cu = mol Cu 1 1 mol Cu ~ 20 40 mol O2 7 gram N2 = 7/28 = ¼ mol N2 Volume 1 mol N 2 = 4 x 5 dm3 = 20 dm3 Volume 1 mol O 2 = volume 1mol N2 = 20 dm3 60
Volume N2 Volume 1/40 mol O 2
= 20 dm3 = 1/40 x 20 dm 3 = 0,5 dm3
EFISIENSI ARUS Pada elektrolisis untuk mengendapkan logam dari larutan asam, 90 % arus digunakan untuk mengendapkan logam, dan 10 % arus untuk menghasilkan hydrogen. Efisiensi arus untuk pengendapan logam adalah 90%, sedangkan untuk hydrogen 10%. Contoh: Dari wadah elektrolisis larutan tembaga(II) sulfat logam Cu sebanyak 0,175 kg diendapkan jika dialiri listrik sebanyak 550.000 C. Hitung efisiensi arus dalam proses pengendapan logam ini.
Jawab: 1 A . Z 96500 175× 2×96500 Q= 63 , 54 M=Q .
=531.555 C 61
531.555
Efisiensi Arus= 555000
.100 =95 ,78
Contoh: Pada peleburan aluminium, Al2O3, dilarutkan dalam leburan aluminium fluoride kemudian dielektrolisis dalam sel yang mengandung elektroda karbon. Dengan listrik sebanyak 1,25 x 10 8 C diperoleh 9 kg Al. Jawab: A 1 M=Q . . Z 96500 900 ×3×96500 Q= 27
=9,65 x 107 C 0,965×10
Efisiensi Arus= 1,25×10
8
8
.100 =77,2
Contoh: 250 ml NaCl dielektrolisis selama 30 menit dengan arus sebesar 0,200 amper. Hitung konsentrasi OH- dalam larutan. Jawab: 2 H2O + 2e
H2 (g) + 2OH-
Untuk menghasilkan 2 mol OH - diperlukan 2 mol electron atau 2 Faraday electron. 62
1 Faraday = 96500 coulomb = 1 mol 0,200 ×30× 60 = 3,73×10−3 96500
Jumlah listrik= Faraday Akan menghasilkan 3,73 x 10 -3 mol OH- / 250 mL Atau 1,43 x 10-2 mol/liter Konsentrasi OH- = 1,49 x 10-2 M.
KOROSI Peristiwa korosi logam dapat dijelaskan dengan elektrokimia. Berbagai proses elektroda memerlukan potensial elektroda yang lebih besar dari perhitungan. Potensial tambahan ini disebut “over voltage”. Besi berkarat karena terbentuk F 2O3.nH2O. Setengah reaksi yang terjadi adalah: Fe Fe2+ + 2e ½ O2 + H2O + 2e 2 OHAkan tetapi disebabkan oleh overvoltage setengah-reaksi yang kedua hanya terjadi pada bagian yang tidak murni atau bagian yang cacat di permukaan besi.
63
Mekanisme korosi dapat ditulis sebagai berikut: 1. Oksidasi besi 2. Reduksi oksigen
Fe(s) Fe2+ (aq) + 2e ½O2 (g) + H2O(l) +2e 2OH-(aq)
3. Pengendapan besi(II) hidroksida:
Fe (aq)+2OH (aq) Fe(OH)2 (s)
4. Pembentukan karat Reaksi total
2+
-
Fe(OH) (s) + ½ O2 (g) + (x-1) H2O (l) ½F2O3.xH2O
Fe(s) + ¾ O2 (g) + x H2O (l) ½F2O3.xH2O jika x 2 2Fe(s) + 1,5 O2 (g) + n H2O (l) F2O3.nH2O
Salah satu cara mencegah korosi besi adalah proteksi katodik. Misalnya, batang seng atau magnesium ditanam dekat pipa besi kemudian dihubungkan dengan pipa yang akan dilindungi dari korosi. Dalam hal ini pipa besi bertindak sebagai katoda dan logam seng yang mempunyai potensial elektroda lebih negative akan mengalami oksidasi, sehingga pipa besi dapat terlindung dari korosi. Prinsip: Elektroda yang lebih negative (-) akan dioksidasi (+) Elektroda yang lebih positif (+) akan direduksi (-)
64
Beberapa cara untuk mengurangi laju korosi besi ialah: 1. Mengontrol atmosfir mengurangi konsentrasi O2 dan H2 pd permukaan besi 2. Mengecat menutupi permukaan besi 3. Melapisi dengan minyak/gemuk menutupi permukaan besi 4. Galvaniser melapisi besi dengan seng (seng atap) 5. Sepuh (melapisi) nekel dan kromium menutupi permukaan besi 36. “Sherardizing” dengan PO4 PO43- yang diadsorpsi menutupi permukaan besi 7. “Electrolyzing” menggunakan batang Al atau Ag + 8. Mengontrol keasaman H dpt mengoksidasi atau sebagai katalis dalam peristiwa korosi 9. Menjaga agar zat korosif dlm jumlah seminimal mungkin
PROSES TERJADINYA KOROSI Besi melarut pada bagian anoda dan ion Fe 2+ berdifusi melalui air ke bagian katoda dan mengendap sebagai Fe(OH)2. Selanjutnya besi(II) hidroksida dioksidasi oleh O2 yang terdapat dalam air membentuk F2O3.xH2O Fe2+ (aq) + 2OH- (aq)
Fe(OH)2(s) 65
Fe(OH)2(s)
⃗ O 2 ,H 2 O
F2O3.xH2O (s)
KATODA ANODA
66
SOAL-SOAL TUGAS 1.
2.
3.
4.
5.
6.
Suatu aki timbal 12 volt mengandung 820 gram Pb (Ar Pb = 207) dan sejumlah ekivalen stoikiometri PbO 2 sebagai elektroda. a) hitung jumlah muatan listrik maksimum dalam coulomb yang dihasilkan oleh aki tanpa diisi kembali b) hitung dalam berapa jam aki ini dapat mengalirkan listrik sebanyak 1 amper (anggap arus ini selalu tetap) c) berapa data listrik maksimum yang dapat dihasilkan oleh aki dinyatakan dalam kwH. Hitung berapa Faraday yang diperlukan untuk menghasilkan 0,02 mol gas Cl2 dalam elektrolisis larutan NaCl dalam air. Hitung waktu yang diperlukan agar arus sebesar 0,02 amper menghasilkan 0,06 mol gas H2 pada katoda dalam elektrolisis larutan NaCl dalam air. Berapa gram Zn yang diendapkan pada katoda jika digunakan arus sebesar 0,02 amper selama 2 jam dalam elektrolisis leburan ZnCl2. Reaksi pada anoda sel Daniell ialah: Zn(s) Zn2+ + 2e Hitung berapa Faraday yang dihasilkan jika 100 gram ZN melarut. Reaksi suatu sel Galvani adalah: 67
