Elektrokimia? Elektrokimia? Hukum Faraday : The amount of a substance produced or consumed in an electrolysis reaction is directly proportional to the quantity of electricity that flows through the circuit. Tetapan : 1 Faraday = 6.022 x 10 23 e - 1 Faraday = 1 mol e - 1 mol e - = 96.485 coulombs 1 ampere = 1 coulombs/second
Hukum Faraday : Relasi muatan dan arus listrik : Q = I x t Q = muatan I = arus t = waktu (detik) Q = nf Q = muatan n = # mol elektron F = tetapan Faraday (96500 C/mol) Free energi dan potensial Hubungan antara perubahan energi bebas reaksi sel elektrokimia dengan potensial sel: G = -nfe Pada keadaan standard (T=298 K) bisa dituliskan G o = -nfe o J. Hukum Faraday : Latihan : Untuk setengah reaksi katoda Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s), 2 mol elektron dapat ditransfer untuk setiam mol Cu. Hitung muatan yang dihasilkan? Q = nxf = 2 x 96500 = 193000 = 1.93 x 10 5 C Jika diketahui waktu reaksi adalah 10 jam maka : Q = Ixt => I = Q/t = 193000/(10x3600) = 5.36 A Jika diketahui arus 10 A maka t = Q/I = 193000/10 = 19300 = 321.67 menit = 5.36 jam Perhitungan energi dan potensial yang dibahas sebelumnya merupakan perhitungan pada kondisi standard. Bagaimana jika perhitungan dilakukan pada nilai konsentrasi/kekentalan bukan 1 mol Nernst memperkenalkan formula G = G o + RT ln Ǫ dimana R = tetapan gas (8.3145 J/K) T = temperatur mutlak (K) Ǫ = koefisien persamaan kimia
Dengan menggabungkan formula G = -nfe dan G = G o + RT ln Ǫ didapatkan : -nfe = -nfe o + RT ln Ǫ E=E o - ln Ǫ Aplikasi teori Nernst pada kondisi non standard Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Pada kondisi standard, potensial cell dapat dihitung Cu 2+ + 2e - Cu +0.34 V Zn Zn 2+ Zn -(-0.76 V) Total potensial E o = +1.10 V Bagaimana jika kondisi tidak standard, misalkan Cu 2+ hanya sebanyak 0.1 M dan Zn = 1 M Pada kondisi standard (T=298K / 25 o C) E = E o -. ln Ǫ E = E o -. log Ǫ A a + B b C c + D d Ǫ = Aplikasi teori Nernst pada kondisi non standard Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Pada kondisi non standard tersebut, potensial cell dapat dihitung E = E o - ln Ǫ Jika terjadi pada kondisi ruang (T=25 o C/ 298 K) E = E o -. log Ǫ = 1.10 -. log. = 1.0704 V
Aplikasi teori Nernst pada kondisi non standard Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Bagaimana jika konsentrasi Cu 2+ 0.01 M dan Zn 1 M E = E o - ln Ǫ Jika terjadi pada kondisi ruang (T=25 o C/ 298 K) E = E o -. log Ǫ = 1.10 -. log. = 1.0409 V Kesetimbangan Reaksi Redoks Metode setengah reaksi Cu + Ag + Cu 2+ + Ag Setengah reaksi Cu Cu 2+ + 2e - melepas 2 e - 2Ag + + 2e - 2Ag menangkap 1 e -, disetarakan dengan dikalikan 2 Reaksi total : Cu + 2Ag + Cu 2+ + 2Ag Kesetimbangan Reaksi Redoks Metode setengah reaksi Metode bilangan oksidasi Kesetimbangan Reaksi Redoks Metode bilangan oksidasi Cu + Ag + Cu 2+ + Ag +2-1 1x Cu + 2x Ag + 1x Cu 2+ + 2x Ag Reaksi total Cu + 2Ag + Cu 2+ + 2Ag
Sel Galvanis/Sel Elektrokimia Menghasilkan arus listrik, mengubah energi kimia menjadi energi listrik sel elektrokimia/galvanis : Terdiri dari dua buah elektroda (anoda katoda) dan larutan elektrolit Adanya jembatan garam menjadi penyeimbang reaksi Reaksi berlangsung secara spontan ( G = (-)) Terjadi reaksi ketika anoda dan katoda dihubungkan dengan bahan konduktor (kabel) Aliran elektron terjadi dari anoda menuju katoda (kebalikan dengan arah arus) Potensial bisa dihitung dengan tabel potensial standard jika kondisi saat terjadi reaksi pada kondisi standard Memerlukan arus listrik, mengubah energi listrik energi kimia Kebalikan dari sel galvanis, elektrolisis : Reaksi berlangsung secara tidak spontan ( G = (+)) Terjadi penguraian larutan elektrolit Arus listrik yang digunakan adalah arus listrik searah Aplikasi Elektrolisis : Pemurnian logam Electroplating/Penyepuhan Rechargeable Batteries Rekayasa material (cont. Perhiasan, bahan Isolator dan Semikonduktor) Sel Galvanis/Sel Elektrokimia Contoh Sel Galvanis : Yang memakai jembatan garam (salt bridge) Sel Daniel Tanpa jembatan garam Sel Accu (sel basah) Sel Kering (leclanche) Sel Bahan Bakar Reaktor Hidrogen
Aplikasi hukum Faraday dalam elektrolisis untuk mengukur tingkat perubahan kimia dalam larutan Hukum Faraday I menyatakan massa zat yang timbul pada elektroda berbanding lurus dengan arus yang melintasi larutan Notasi ini dituliskan : w ~ Q = I x t w = e x I x t = gram Latihan : Elektrolisis Larutan AgNO 3 selama 1 jam digunakan arus listrik 10 ampere. Hitung massa Ag yang mengendap pada katode (Ar Ag = 108)? Jawab : Ag + + e - Ag w Ag = = = 40.29 gram Aplikasi hukum Faraday dalam elektrolisis untuk mengukur tingkat perubahan kimia dalam larutan Hukum Faraday I menyatakan massa zat yang timbul pada elektroda berbanding lurus dengan arus yang melintasi larutan Notasi ini dituliskan : w ~ Q = I x t w = e x I x t = gram Korosi Korosi dapat didefinisikan sebagai perusakan secara bertahap atau kehancuran atau memburuknya suatu logam yang disebabkan oleh reaksi kimia atau electrochemical dengan lingkungannya. Korosi merupakan faktor penting khususnya dalam suatu pabrik proses kimia. Merupakan bagian dari elektrokimia Dengan pengetahuan elektrokimia juga korosi dapat dikendalikan
Korosi Dampak Korosi Reaksi korosi besi 2Fe 2Fe 2+ + 4e - anoda 2H 2 O + O 2 + 4e - 4OH - katoda 2Fe 2+ + 4OH - 2Fe(OH) 2 Reaksi total 2Fe + 2H 2 O + O 2 2Fe(OH) 2 (karat/korosi) Dampak Korosi 1. Aktifitas pabrik dapat terhenti karena kegagalan (failure). 2. Perlengkapan yang terkena korosi harus diganti. 3. Keamanan bahan-bahan yang terjadi korosi menjadi berkurang 4. Susut efisiensi (loss of efficiency). 6. Kontaminasi atau susut produksi, karena tercemar korosi. 7. Keselamatan/keamanan, misalnya dari produk yang mengandung racun. 8. Kesehatan, dari polusi akibat suatu produk atau peralatan yang terkena korosi. 9. Kebocoran akibat pipa berkarat dan keropos Penyebab Korosi Sebagian besar logam secara alamiah (dalam bijih dan mineral) mempunyai sifat sebagai senyawa seperti oksida, sulfida, sulfat, dan lain-lain, karena senyawa-senyawa tersebut merepresentasikan keadaan stabilnya secara termodinamika. Logam-logam tersebut tersuling dari bijihnya setelah mengeluarkan banyak energi. Karenanya, jika sifat logam yang pada dasarnya berubah (contohnya dengan pencampuran), logam akan cenderung mempunyai sifat untuk kembali pada sifat keadaan stabil secara termodinamika. Akan tetapi, logam-logam yang mempunyai sifat dapat mempertahankan pada keadaan dasarnya (contohnya emas), secara alamiah mempunyai resistansi/ketahanan yang baik terhadap korosi..