Potensial
Elektroda Standar
Potensial elektroda standar
suatu elektroda adalah DGL (Daya Geral Listrik) suatu sel yang terdiri dari
elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan
keaktifan satu dan elektroda hydrogen standar.
Sistem
elektroda harus reversible secara termodinamika
Mn+
+ ne ó M
IUPAC
menetapkan untuk menggunakan potensial reduksi atau potensial elektroda
EMn+|M
= E0 Mn+|M
– (RT/nF). Ln (1/ aMn+)
EMn+|M
= E0 Mn+|M
– (RT/nF). Ln (1/ {Mn+})
Untuk sel:
a)
Pt, H2 | HCl (1M) || CuSO4 (1M) | Cu
E0sel = E0Cu - E0 H2
0,34 = E0Cu – 0
E0Cu = 0,34
V
b)
Pt, H2 | HCl (1M) || ZnSO4 (1M) | Zn
E0sel = E0Zn - E0 H2
-0,76 = E0Zn – 0
E0Zn = -0,76
V
Elektroda
hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah-reaksi
½ H2
(1 atm) (g) ó H+
(aq) + e
dan ditetapkan potensial
elektroda 0,000 V pada 25 0C. Dengan elektroda pembanding ini dapat
diperoleh potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum dalam table
potensial elektroda standar.
Potensial elektroda standar
suatu logam adalah beda potensial antara elektroda hydrogen standar dengan
setengah-sel yang terdapat logam tercelup 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)
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) à Cd2+
(aq) + 2 e
Katoda : 2H+
(aq) + 2 e à H2
(g)
b) Reaksi sel adalah jumlah reaksi anoda dan reaksi katoda
yaitu,
Cd(s)
+ 2H+ (aq) à Cd2+
(aq) + H2 (g)
d)
E0sel = E0Katoda - E0anoda
0,40 = E0 H2 - E0Cd
0,40 = 0
- E0Cd
E0Cd = - 0,40
V
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), à E0 = +1,10V
2.
Harga DGL menyatakan harga batas (untuk arus nol) dari (potensial
listrik terminal KANAN) dikurangi (potensial listrik terminal KIRI)]
E0sel = E0Kanan - E0Kiri
E0sel = E0Katoda - E0anoda
E0sel = E0Reduksi - E0Oksidasi
3.
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:
Zn(s) + Cu2+ (aq) à Zn2+
(aq) + Cu (s)
Jika
harga DGL, E0sel
= + (positif), reaksi berlangsung dengan spontan ke kanan apabila sel
dihubungkan.
4. Jika menggunakan elektroda inert, misalnya
untuk reaksi sel:
Fe3+ (aq) + I- (aq) à Fe2+ (aq) + ½
I2 (g)
Maka sel dinyatakan sebagai berikut:
Pt | 2 I-
(aq), I2 (aq) || Fe3+ (aq), Fe2+ (aq) | Pt, à E0 = 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+ à H+
+ 1/n M
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 à H+ + Cl-
+ Ag
MANFAAT
POTENSIAL ELEKTRODA
1) Membandingkan kekuatan relatif
oksidator dan reduktor,
Contoh:
Li+ + e à Li (s) E0 = -3,15 V
………………………………………………
½ F2 (g) + e à F- (s) E0 = +2,87 V
F2 adalah oksidator yang lebih
kuat dibandingkan dengan Li+
Li adalah reduktor yang lebih kuat
dibandingkan dengan F-
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), à E0 = +1,10V
E0 sel
= E0 Cu2+/Cu - E0 Zn2+/Zn
E0 sel = E0 Kanan - E0 Kiri
E0sel = E0Katoda - E0Anoda
E0 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
Contoh:
MnO4- + 8
H+ + 5 e à Mn2+
+ 4 H2O, E0= +1,52 V
Fe3+ + e à Fe2+, E0=
+0,77 V
Reaksi sel:
MnO4-
+ 8 H+ + 5 Fe2+ à Mn2+
+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
E0 = +1,52
– (+0,77) = +0,75 V
Karena
harga E0 positif naka
reaksi berlangsung spontan ke KANAN.
PENGARUH
KONSENTRASI DAN SUHU PADA NILAI POTENSIAL
1. Untuk reaksi:
Mn+
(aq) + ne ó M (s)
Jika konsentrasi
Mn+ bertambah maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena
potensial elektroda menjadi makin positif (- berkurang harga negatifnya)
Jika konsentrasi
ion logam berkurang maka potensial elektroda berkurang harga positifnya
2. SUHU:
Potensial
elektroda makin positif jika suhu bertambah dan sebaliknya
Pengaruh
konsentrasi dan suhu pada potensial elektroda ditunjukkan oleh persamaan NERNST.
Oksidant + n e
ó Reduktant
(yang dioksidasi) (yang direduksi)
E = E0
– (RT/nF). ln
({oksidant}/{Reduktant})
E
= potensial elektroda dalam V
E0
= potensial elektroda standar dalam V
R = tetapan gas (8, 314 J/K.mol)
T = suhu dalam K
F = tetapan Faraday (96500 coulomb)
Misalnya untuk sel dengan
reaksi:
Zn(s) |
Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s)
E = E0 – (RT/2F). ln [{Zn2+}/{Cu2+}]
Kadang-kadang
ditulis:
E = E0 + (RT/2F). ln [{Cu2+}/{Zn2+}]
PERSAMAAN
NERNST
Untuk reaksi redoks dengan
persamaan umum:
aA + bB à cC + dD
Persamaan Nernst:
Esel = E0 sel - (RT/nF). ln [{C}c. {D}d / {A}a . {B}b
]
atau
Esel = E0 sel -
(2,303RT/nF). 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
Esel = E0 sel - (0,0591/n). log ({C}c.
{D}d / {A}a . {B}b )
Dengan menggunakan pers Nernst
untuk sel dengan reaksi berikut,
Co
+ Ni2+ à Co2+
+ Ni
Esel = E0 sel - (0,0591/n).
log [{Co2+} / {Ni2+}]
Esel = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}]
Jika salah satu konsentrasi tidak sama dengan 1 M
a) jika {Co2+} = 0,01 M dan {Ni2+} = 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 {Ni2+} = 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
Co2+
(1M) + Ni à Co + Ni2+
(0,01 M)
Contoh:
Untuk
reaksi sel:
Zn
+ 2 H+ à Zn2+ + H2
E0 = +0,76
V
Jika pH2 tetap pada 1 atm, berapa harga
E0 sel jika
a) {Zn2+} = 0,01 M, {H+} = 1 M
b) {Zn2+} = 1 M, {H+} = 0,01 M
Jawab:
Esel = E0 sel - (0,0591/2). log [({Zn2+}.pH2)
/ {H+}2]
Esel = 0,76 - (0,0591/2). log [({Zn2+}) / {H+}2]
a) Esel = 0,76 – (0,0591/2) log
(0,01) = 0,819 V
b) Esel = 0,76 - (0,0591/2) log [1/(0,012)]
Esel = 0,76 - (0,0591/2) log (1 x 104)
Esel = 0,64 volt
Kesimpulan:
Jika
{Zn2+} berkurang maka Esel
bertambah
Jika
{H+} dikurangi maka Esel
berkurang
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:
Esel = E0 sel - (2,303RT/nF). log [{HCl} / (pH2)1/2]
Esel = 0,223
– 0,0591.log {HCl}
|
{HCl}
|
Esel (V)
|
|
0,1 M
|
0,282
|
|
0,01 M
|
0,341
|
|
0,001 M
|
0,400
|
LATIHAN:
1. Diketahui:
Mg2+
+ 2 e à Mg E0
=-2,36 V
Cu2+
+ 2 e à Cu E0 = +0,34 V
Hitung
DGL sel pada 25 0C jika {Mg2+} = 0,01 M dan {Cu2+}
= 0,001 M
Jawab:
Esel = +0,34 – (-2,36) = +2,70 V
Reaksi
sel:
Mg + Cu2+ à Mg2+
+ Cu
Esel = E0
– (0,0591/2) . log [{Mg2+}/{Cu2+}]
Esel = E0
– (0,0591/2) . log [{10-2}/{10-3}]
Esel = E0
– (0,0591/2) . log 10
Esel = E0
– 0,03 = +2,67 volt
2. Perhatikan sel Daniell dengan reaksi
Zn(s) + Cu2+ (aq) à Zn2+ (aq) +
Cu (s)
Zn2+
(aq) + 2e à Zn(s) E0 = -0,76 V
Cu2+
(aq) + 2e à Cu (s) E0 = +0,34 V
a)
Pada keadaan standar
E0 sel =
+0,34 – (-0,76) = +1,1 V
b)
Jika {Zn2+} = 0,1 M dan {Cu2+} = 0,01 M
maka,
E0 sel = E0 – (0,0591/2) . log [{Zn2+}/{Cu2+}]
E0 sel =
1,10 – (0,0591/2) . log [{0,1}/{0,01}]
E0 sel =
1,10 – 0,03 = 1,07 V
SISTEM
ELEKTRODA
1.
Logam – ion logam
Zn2+(aZn2+ ) |
Zn(s)
Zn2+(aZn2+ )
+2e à Zn(s)
E
= E0Zn2+|Zn
– (RT/2F).ln [aZn/aZn2+]
E
= E0Zn2+|Zn
– (RT/2F).ln [1/aZn2+]
2.
Elektroda gas bukan logam
Contoh:
Elektroda
hidrogen (baca sebelumnya)
H+(aH+)|H2
(pH2)|Pt
H+(aH+)
+ e à 1/2 H2 (g, pH2)
E = E0H+|H2
– (RT/F).ln [pH2/aH+]
Elektroda klor:
Cl-
(aCl-)| Cl2 (pCl2) | Pt
½
Cl2 (g, pCl2) + e à Cl-
(aCl-)
E
= E0 Cl2|Cl- –
(RT/F). ln [aCl-/{pCl2}1/2]
3.
Elektroda Logam – Garam tak larut
Yang
terpenting adalah elektroda reversibel dengan anion
Contoh:
AgCl(s) + e à Ag(s) +
Cl- (aCl-)
E = E0AgCl | Ag –
(RT/F). ln [{aAg.aCl-}/{aAgCl}]
E = E0AgCl | Ag –
(RT/F). ln aCl-
Contoh:
Elektroda kalomel
Mg2Cl2 (s) + 2 e à 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.
SO42-
: SO42-
(a) | PbSO4 | Pb(s)
Br- : Br- (a) | AgBr (s) | Ag (s)
I- : I- (a) | AgI(s) | Ag (s)
4.
Elektroda Redoks:
Sn2+
(a), Sn4+ (a) | Pt
MnO4-
(a), Mn2+ (a)| Pt
H2O2
(a), H2O | Pt
Contoh:
Fe3+
(a) + e → Fe2+ (a)
E = E0 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 = E0 – (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.
Contoh:
Cu
| Cu2+ (0,01 M) || Cu2+ (0,01 M) | Cu
E = E0 – (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)
E = - (RT/F). ln (x/1)
0,1 = - [(8,31).(298)/96500]. Ln
x à 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.
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) = E0
(gelas) + [(2,303.RT)/F].Ph
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
Anoda : ½ H2
(g) → H+ (std) + e
Katoda : H+ (std) + e → ½ H2 (g)
Reaksi sel : ½ H2 (g) + H+
(std) → H+ (std) + ½ H2
(g)
E sel = E0 sel
– (0,059/1). log [({H+}.pH21/2)/({H+}.pH2)]
Jika pH2 pada kedua
elektroda 1 atm dan menurut perjanjian {H+} std =1, sedangkan
E0sel = 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-, E0
= 0,242 V
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+
E0sel = 0,242 V
E sel = E0sel + 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.
Cu2+ + 2 e → Cu(s) E0 = 0,34 V
Cu2+ (1 M) + H2
(g) (1 M) → Cu (s) + 2H+ (? M)
Hitung pH larutan di ruang
anoda, jika E sel = 0,48 V.
Jawab:
E = E0 sel –
(0,059/2).log [{H+}2/({Cu2+}.pH2)
E0 sel = E0 Cu - E0
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) E0 sel = -0,76 V
2H+ (aq) + 2e → H2 (g) E0 sel = 0 V
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)
E0 sel = 0 – (-0,76) = 0,76 V
E = E0 –
(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
DGL DAN ENERGI BEBAS
Energi listrik yang dihasilkan
oleh sel Galvani / sel Volta adalah sama dengan pengurangan energi bebas.
Contoh:
Zn | Zn2+ (1 M)
|| Cu2+ (1 M) | Cu E0 = 1,1 V
∆G0
=
- (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.
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:
E0 (I2|I) = 0,535 V, E0 (ClO-|Cl-)
= 0,89 V
Jawab:
E0 sel = 0,535 – 0,89 = -0,5355 volt
∆G0 = -nFE0 = -2 x 96500 x (-0,355)
= 685,15 kJ
Harga
E0 sel
yang negatif → energy bebas positif
Menunjukkan bahwa reaksi diatas
tidak berlangsung secara spontan.
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 + 2Cl-
Reaksi
sel : Zn + 2AgCl(s) → 2Ag + Zn2+ +
2Cl-
b) ∆G = -nFE
= -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 E0 = -0,25 volt
Zn2+ +
2e → Zn E0 = -0,76 volt
Fe2+
+ 2e → Fe E0 = +0,77
volt
Contoh:
Dari data:
2ClO- + 2H2O
+ 2e à Cl2 + 4OH-, E0
= 0,4 V
Cl2 + 2e à 2Cl, E0 = +1,36 V
Tunjukkan apakah Cl2
mengalami reaksi disproporsionasi dalam larutan basa.
Jawab:
Jika Cl2 mengalami
disproporsionasi, maka reaksinya:
Cl2
+ 2 OH- à Cl-
+ ClO- + H2O
E0 = +1,36
– (+0,40) = +0,96 volt
E0 > 0
….à reaksi berlangsung
spontan
DIAGRAM LATIMER
Dengan menggabungkan 2 setengah-reaksi dapat menghitung E0 untuk reaksi lain
Berapa E0 untuk reaksi:
E0 dapat diperoleh dari reaksi berikut:
|
|
E0
|
n
|
nE0
|
 |
1,51
|
5
|
7,55
|
 |
1,23
|
2
|
2,46
|
 |
?
|
3
|
5,09
|
|
E0 =
 =1,70 volt |
|
|
|
Perhitungan dengan diagram
Latimer:
|
 |
Contoh:
Fe3+ + e à Fe2+ 
= 0,77 V
= 0,77 V
Fe2+ + 2e à Fe = 0,47 V
= 0,47 V
Fe3+ + 3e à Fe = ?
= ?
E0 n nE0
Fe3+ + 3e à Fe … 3 3
Fe2+ + 2e à Fe 0,47 2 0,94
Fe3+ + e à Fe2+ 0,77 1 0,77
Dengan diagram Latimer,
 |
HUBUNGAN
ANTARA E0 dengan 
DAN K
DAN K
|
Reaksi ke kanan
|
|
K
|
E0
|
|
Spontan
|
-
|
>1
|
+
|
|
Kesetimbangan
|
0
|
1
|
0
|
|
Tidak spontan
|
+
|
<1
|
-
|
Contoh:
Cd|Cd2+ || Cu2+|Cu
Hitung dan K!
dan K!
JAWAB:
E0 sel = 0,34 – (-0,40) = 0,74 volt
=-nF E0
= -(2)(96500)(0,74) = -142820 J
=
-142,8 kJ
K = 1025
Contoh:
Hitung E0, dan K untuk:
dan K untuk:
Cu|Cu2+
|| Cl- | Cl2 (g), Pt
V, 
V,
Tulis reaksi sel:
Anoda : ½ Cu(s) à ½ Cu2+ + e
Katoda : ½ Cl2 (g) + e à Cl-
Reaksi sel : ½ Cu(s) + ½ Cl2 (g) à ½ Cu2+ + Cl-
E0 sel =
1,36 – 0,34 = 1,02 volt
= -nF E0
= - (1) (9500)(1,02)
=
-98,43 joule
à K = 1017,3
Contoh:
Diketahui potensial standar (E0 )
Fe3+| Fe2+
= 0,76 V
½ I2 | I- = 0,54 V
Hitung dan K pada 25 0C untuk reaksi:
dan K pada 25 0C untuk reaksi:
FeI3 Û
FeI2 + ½ I2
Jawab:
E0 =
0,76 – (0,54) = 0,22 V
= -1 x 96500 x 0,22
=
-21,2 kJ/mol
= -RT.ln K
-0,22 x 96500 = -8,314 x 298 x ln K
K = 5,3 x 103
POTENSIAL
ELEKTRODA DAN
TETAPAN
KESETIMBANGAN
Tetapan kesetimbangan suatu
reaksi kesetimbangan misalnya,
Cu(s) +
2 Ag+ (aq) ó 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 0,25 0,28 0,31 0,34
{Ag+}mol/L 10-4 3.10-4 10-3 3.10-3 10-2
Diketahui:
Cu2+ + 2 e à Cu E0 = 0,34 volt
Sesuai dengan hukum Nernst,
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 setengah-sel
tembaga tidak berubah.
EAg = E0 sel +
0,34 V
(selisih
antara EAg dan E0 sel tetap yaitu 0,34 V)
E0 /V 0,23 0,25 0,28 0,31 0,34
log{Ag+} -4,0 -3,52 -3,0 -2,52 -2,0
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
Kc = 1,6 x 1016
LATIHAN SOAL:
1. Reaksi suatu sel
pada 25 oC sbb:
½ Pb (s) + Ag+ (1M) à ½ Pb2+(1M) +
Ag(s)
E0 Pb2+|Pb = -0,1260 V
E0 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) à 4Fe3+
(aq) + 2H2O (l)
Tentukan tetapan kesetimbangan
reaksi ini jika diketahui:
O2(g) + 4H+
(aq) +4e à 2H2O (l), E0= 1,23 V
Fe3+ (aq) + e à Fe2+ (aq), E0=
0,77 V
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 à Zn(s) E0=
-0,76 V
Cu2 (aq) + 2e à Cu(s) E0=
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
E0 Cu2+|Cu = 0,34V E0
Fe3+| Fe2+ = 0,77V
6.
Berapa harga tetapan kesetimbangan K, pada 25 oC bagi
reaksi ion di bawah ini?
Hg2+
+ Fe2+ à Hg+
+ Fe3+
7.
Reaksi suatu sel adalah:
Pb2+
+ Sn à Pb + Sn2+
Hitung E0 sel !
SEL VOLTA
SEL VOLTA
Ada 2 macam sel yang bekerja
berdasar prinsip Galvani dan prinsip Volta.
·
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
1.
Sel
Primer:
jika
salah satu komponen habis terpakai tidak dapat mengubah kembali hasil reaksi
menjadi pereaksi
2.
Sel
Sekunder:
Disebut “Sel PENYIMPAN”, reaksi sel bersifat
reversible.
Contoh sel Primer:
1.
Sel Daniel:
Reaksi
sel: Zn + Cu2+ à 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 à 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+ à Fe3+ + e
Reaksi katoda: MnO4-
+ 8H+ + 5e à Mn2+
+ 4H2O
Reaksi sel: 5Fe2+ + MnO4-
+ 8H+ à 5 Fe3+
+ Mn2+ + 4H2O
4. Sel Kering (Sel Leclanche)
Zn: MnO2, NH4Cl,
ZnCl2 (pasta): C (grafit)
Reaksi anoda: Zn à Zn2+ + 2e
Reaksi katoda:
(a)
2NH4+ + 2e à 2NH3
+ H2 (g)
(b)
H2 (g) + 2MnO2 (s) à Mn2O3(g)
+ H2O
Reaksi
sel: Zn(s) + 2NH4+ + 2MnO2(s) à
Zn2+
+ 2NH3 + Mn2O3 + H2O
Zn(s) +
2NH4+ + 2NH3 +
2MnO2(s) à
Zn(NH3)42+
+ Mn2O3 + H2O
8.
Sel Bervoltase-tetap
Cd | Cd2+ (jenuh), CdSO4
(s) || Hg22+ (jenuh), HgSO4 | Hg
Reaksi anoda: Cd à Cd2+ + 2e
Reaksi katoda: Hg22+
+ 2e à 2Hg
Reaksi sel: Cd + Hg22+à Cd2+ + 2Hg
SEL
PENYIMPAN:
1.
Sel Penyimpan Timbal (Aki)
Pb | H2SO4
(bj ± 1,30) | PbO2
Reaksi
anoda:
Pb(s) +
HSO4- à PbSO4
+ H+ + 2e
Reaksi
katoda:
PbO2(s)
+ HSO4- + 3H+ + 2e à 2PbSO4 (s) +
2H2O
Reaks
sel:
Pb(s) +
PbO2(s) + 2HSO4- 2H+ à 2PbSO4 (s) +
2H2O
Pada
‘pengisian’ aki:
2PbSO4
(s) + 2H2O + energi listrik à
Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-
2H+
2. Sel Edison
Fe | KOH (20%; sedikit LiOH) || Ni2O3.xH2O(s)
Sel anoda: Fe(s) + 2OH- à Fe(OH)2 (s) +
2e
Sel katoda: Ni2O3(s)+
3H2O + 2e à Ni(OH)2(s)+2OH-
Sel reaksi:
Fe(s)+ Ni2O3(s)+
3H2O à Fe(OH)2+
Ni(OH)2(s)
3. Sel NiCad (Nickel-Cadmium)
Cd | KOH (20%) || Ni2O3.xH2O(s)
Reaksi anoda:
Cd + 2OH-
à Cd(OH)2+2e
Reaksi
katoda:
Ni2O3(s)+
3H2O + 2e à 2Ni(OH)2(s)+2OH-
Reaksi
sel:
Cd(s)+ Ni2O3(s)+
3H2O à 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- à 4H2O
+ 4e
Reaksi
katoda: O2 +2H2O + 4e à 4OH-
Reaksi
sel: 2H2 + O2 à 2H2O
E0 sel= 1V
5. Sel Merkuri
Reaksi anoda: Zn + 2OH- à ZnO + H2O +
2e
Reaksi katoda: HgO + H2O +
2e à Hg + 2OH-
Reaksi sel: Zn + HgO à 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.
Mn+
+ ne à M
X2
+ 2e à 2 X
Reaksi
dengan harga potensial elektroda LEBIH POSITIF akan LEBIH MUDAH TERJADI.
Misal
dalam larutan yang mengandung ion Cu2+ dan ion Ag+ dengan
konsentrasi yang sama, ion yang lebih dahulu mengalami reduksi adalah ion Ag+
.
Ag+(aq) + e à Ag(s) E0 =
+0,80 V
Cu2+ (aq) + 2e à Cu(s) E0 = +0,34 V
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.
I2
(aq) + 2e à 2 I-
(aq) E0
= +0,54 V
Cl2
(aq) + 2e à 2 Cl-
(aq) E0 = +0,36 V
Jadi, jika
dlm larutan terdapat ion Cl- dan ion I-, maka I-
yang lebih dahulu mengalami oksidasi.
Dlm
larutan air, air dapat mengalami oksidasi di anoda dan mengalami reduksi di
katoda.
Anoda: H2O à 2H+ + ½ O2 + 2e
Katoda: H2O + e à ½ H2 + OH-
Perhatikan
potensial elektroda berikut:
Na+ (aq) + e à Na(s) E0 = -2,71 V
H2O + e à ½ H2 (g) + OH-
(aq) E0 = +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 à H2O E0 = +1,23 V
F2 + 2e à 2 F E0
= +2,87 V
Faktor
yang menentukan Kimia Elektrolisis.
1. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang
berbeda
Contoh:
a)
Larutan NaCl pekat
Reaksi
anoda (+) 2Cl- à Cl2
(g) + 2e
Reaksi
katoda (-) 2H2O
+ 2e à H2 (g) + 2 OH-
Elektrolisis
Reaksi
sel 2Cl-
+2H2O à Cl2
(g) + H2 (g) + 2OH-
b)
Larutan NaCl yang sangat encer
Reaksi
anoda (+) 2H2O à O2 (g) + 4H+
+ 4e
Reaksi
katoda (-) 2H2O + 2e à H2 (g) + 2OH-
Elektrolisis
Reaksi
sel 6H2O à 2H2 (g) + O2
(g) + 4 H+ + 4 OH-
2. Komposisi Kimia Elektroda yang berbeda
a) elektroda
inert (tak aktif)
contoh: elektrolisis larutan
Na2SO4
reaksi anoda (+) 2H2O à O2 (g) + 4H+ + 4e
reaksi katoda (-) 2H2O
+ 2e à H2 (g) + 2OH-
elektrolisis
reaksi sel 6H2O à 2H2 (g) + O2
(g) + 4H+ +4OH-
c)
elektroda tidak inert (bukan Pt atau Cl- )
contoh:
elektrolisis
larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda
reaksi
anoda (+) Cu à Cu2+ + 2e
reaksi
katoda (-) Cu2+ + 2e à Cu
Hasil
elektrolisis dapat disimpulkan sbb:
1.
Reaksi pd katoda (katoda tidak berperan)
a) K + Ca 2+ Na 2+ Mg 2+
2H2O + 2e à 2OH- +H2 (g)
b) H+ dari asam
2H+ + 2e à H2
(g)
c) Cu2+ + 2e à Cu
2.
Reaksi pada anoda
1)
anoda inert
a) OH- (basa)
4OH- à 2H2O
+ O2 (g) + 4e
b) Cl- , Br -, I
-
2Cl- à Cl2 (g) + 2e
c) sisa asam yg lain, misalnya SO42-
2H2O à 4H+ + O2 (g) + 4e
2)
Anoda tidak inert (bukan Pt atau C)
ELEKTROLISIS
DAN ASPEK KUANTITATIF
Michael
Faraday berhasil menemukan aspek kuantitatif dari elektrolisis.
Hukum
Faraday:
Jumlah
mol zat yang dioksidasi atau direduksi pada suatu elektroda adalah sama dengan
jumlah mol electron yang melalui elektroda tersebut dibagi dengan jumlah
electron yang terlibat dalam reaksi pada elektroda untuk setiap ion atau
molekul zat.
Perhatikan
reaksi elektroda,
Ag
+ (aq) + e à Ag(s)
Cu2+ (aq) + 2e à Cu(s)
Al3+
(aq) + 3e à
Al(s)
2Cl- (aq) à Cl2 (g) + 2e
4OH- (aq) à 2H2O
(l) + O2 (g) + 4e
maknanya:
1 mol
electron akan mereduksi dan mengendapkan 1 mol Ag+ atau 0,5 mol Cu2+ atau 0, 333 mol Al3+
pada
oksidasi 2 mol Cl- menjadi 1
mol Cl2, melepaskan 2 mol electron
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 1023 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 =
massa (gram)
Q =
jumlah listrik (coulomb) = i . t
i = besarnya arus listrik amper)
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
|
Elektroda
|
Reaksi
|
|
NaCl
(l)
|
Anoda:
C
Katoda:
baja
|
2Cl- à Cl2 + 2e
2Na +
+ 2e à 2Na
|
|
NaCl
(aq)
Encer
|
Anoda:
baja
Katoda:
baja
|
H2O
à 2H+
+1/2O2 + 2e
2(H2O+eà1/2H2
+OH-)
|
|
NaCl(aq)
Pekat
|
Anoda:
C
Katoda:
baja
|
2Cl-
à Cl2
+ 2e
2(H2O+eà1/2H2
+OH-)
|
|
NaOH
(aq)
|
Anoda:
C
Katoda:
C
|
4OH-
à2H2O
+O2 +4e
4(H2O+eà1/2H2
+OH-)
|
|
H2SO4
(aq)
|
Anoda:
Pt
Katoda:
Pt
|
H2Oà2H+
+1/2O2 + 2e
2H+
+ 2eàH2
|
|
CuSO4
(aq)
|
Anoda:
C
Katoda:
C
|
H2Oà2H+
+1/2O2 + 2e
Cu2+ + 2e à Cu
|
|
CuSO4
(aq)
|
Anoda:
Cu
Katoda:
Cu
|
Cu à Cu2+ + 2e
Cu2+ + 2e à Cu
|
|
Al2O3
dalam Na3AlF6
|
Anod:
C
Katoda:
Al
|
3(2O2-
à O2 + 4e)
4(Al3++
3e à Al)
|
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:
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
RUMUS: 
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:
mol Mg
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
contoh:
Dengan
arus 12,0 amper air dihidrolisis selama 1,5 jam. Hitung gas (STP) yang
dihasilkan pada masing-masing elektroda.
Jawab:
Reaksi
pada anoda : 2 H2O à O2 +4H+ + 4e
Reaksi
pada katoda : 2 H2O + 2e à H2 + 2OH-
Q = 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 = 
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 CuSO4 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 dm3 gas N2
massanya 7 gram.
(Ar Cu =
63,5; N = 14)
Jawab:
Reaksi
anoda: 2H2O à O2 + 4H+
+ 4e
Reaksi
katoda: 2Cu2+ + 4e à 2Cu
3,175 g
Cu = 
mol Cu
mol Cu
mol Cu ~ 
mol O2
7 gram N2 = 7/28 = ¼ mol N2
= 7/28 = ¼ mol N2
Volume 1
mol N2 = 4 x
5 dm3 = 20 dm3
Volume 1
mol O2 =
volume 1mol N2 = 20 dm3
Volume N2
= 20 dm3
Volume
1/40 mol O2 = 1/40 x 20 dm3
=
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:
=531.555 C
Efisiensi
Arus=
Contoh:
Pada
peleburan aluminium, Al2O3, dilarutkan dalam leburan
aluminium fluoride kemudian dielektrolisis dalam sel yang mengandung elektroda
karbon. Dengan listrik sebanyak 1,25 x 108 C diperoleh 9 kg Al.
Jawab:
=9,65 x 107 C
Efisiensi
Arus=
Contoh:
250 ml
NaCl dielektrolisis selama 30 menit dengan arus sebesar 0,200 amper. Hitung
konsentrasi OH- dalam larutan.
Jawab:
2 H2O
+ 2e à H2 (g) + 2OH-
Untuk
menghasilkan 2 mol OH-
diperlukan 2 mol electron atau 2 Faraday electron.
1
Faraday = 96500 coulomb = 1 mol
Jumlah
listrik= 
Faraday
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 F2O3.nH2O.
Setengah
reaksi yang terjadi adalah:
Fe à Fe2+ + 2e
½ O2 + H2O + 2e à 2 OH-
Akan
tetapi disebabkan oleh overvoltage setengah-reaksi yang kedua hanya terjadi
pada bagian yang tidak murni atau bagian yang cacat di permukaan besi.
Mekanisme
korosi dapat ditulis sebagai berikut:
1.
Oksidasi besi Fe(s)
à Fe2+ (aq) +
2e
2.
Reduksi oksigen ½O2
(g) + H2O(l) +2e à 2OH-(aq)
3.
Pengendapan besi(II)
hidroksida: Fe2+(aq)+2OH-(aq)à Fe(OH)2 (s)
4. Pembentukan karat Fe(OH) (s) + ½ O2 (g) +
(x-1) H2O (l)ó ½F2O3.xH2O
Reaksi total Fe(s)
+ ¾ O2 (g) + x H2O (l) à
½F2O3.xH2O
jika
x 2
2Fe(s)
+ 1,5 O2 (g) + n H2O (l) à
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 (-)
Beberapa
cara untuk mengurangi laju korosi besi ialah:
1.
Mengontrol atmosfirà
mengurangi konsentrasi O2 dan
H2 pd permukaan besi
2.
Mengecatà
menutupi permukaan besi
3.
Melapisi dengan minyak/gemukà
menutupi permukaan besi
4.
Galvaniserà
melapisi besi dengan seng (seng atap)
5.
Sepuh (melapisi) nekel dan kromiumà
menutupi permukaan besi
6.
“Sherardizing” dengan PO43- à PO43-
yang diadsorpsi menutupi permukaan besi
7.
“Electrolyzing” à
menggunakan batang Al atau Ag
8.
Mengontrol keasaman à 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 Fe2+ 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) à Fe(OH)2(s)
Fe(OH)2(s)
F2O3.xH2O
(s)
F2O3.xH2O
(s)
|
||||
|
||||
SOAL-SOAL TUGAS
1.
Suatu
aki timbal 12 volt mengandung 820 gram Pb (Ar Pb = 207) dan sejumlah ekivalen
stoikiometri PbO2 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.
2.
Hitung
berapa Faraday yang diperlukan untuk menghasilkan 0,02 mol gas Cl2
dalam elektrolisis larutan NaCl dalam air.
3. Hitung waktu yang diperlukan agar arus
sebesar 0,02 amper menghasilkan 0,06 mol gas H2 pada katoda dalam
elektrolisis larutan NaCl dalam air.
4. Berapa gram Zn yang diendapkan pada katoda
jika digunakan arus sebesar 0,02 amper selama 2 jam dalam elektrolisis leburan
ZnCl2.
5. Reaksi pada anoda sel Daniell ialah:
Zn(s) à Zn2+ +
2e
Hitung berapa Faraday yang dihasilkan
jika 100 gram ZN melarut.
6.
Reaksi
suatu sel Galvani adalah:
Zn(s) + Cl2(g)
à Zn2+ + 2 Cl-
Hitung waktu yang
diperlukan agar sel tersebut menghabiskan 30 gram Zn dan menghasilkan arus 0,10
amper!
7.
Reaksi
pada anoda suatu aki adalah
Pb(s) + HSO4-
+ H2O à PbSO4(s)
+ H3O+ + 2e
Suatu aki mempunyai
kapasitas “150 amper-jam” berarti aki
ini dapat menghasilkan 125 amper untuk 1 jam atau 1 amper untuk 125 jam.
Berapa gram Pb yang
habis bereaksi sesuai dengan kapsitas di atas?
8.
Berapa
lama harus dialirkan arus 20 amper melalui leburan CaCl2 untuk
menghasilkan 15 gram kalsium?
9.
Berapa
gram Br2 yang dihasilkan pada elektrolisis leburan KBr selama 30
menit dengan arus 2,0 amper?
10.
Berapa
menit yang diperlukan untuk menghasilkan 5,0 gram tembaga (Cu) dari larutan
CuSO4 dengan arus 5,0 amper?
sumber : google.com
apa ada penyelesaian soal soal tugas?
BalasHapus