Diberdayakan oleh Blogger.

About Me

Unknown
Lihat profil lengkapku
RSS

Pages

tabel periodik

tabel periodik
Tampilkan postingan dengan label materi bab 2 kelas XII IPA. Tampilkan semua postingan
Tampilkan postingan dengan label materi bab 2 kelas XII IPA. Tampilkan semua postingan

Penggunaan Elektrolisis

Diposting oleh Unknown | Label:

Penggunaan Elektrolisis
Elektrolisis merupakan proses disosiasi suatu elektrolit dengan bantuan arus listrik. Karena dinilai bermanfaat, sekarang banyak dikembangkan teknik elektrolisis untuk keperluan industri. Halaman ini akan menjelaskan penerapan elektrolisis dalam kehidupan manusia. Banyak sekali manfaat elektrolisis, di antaranya adalah :

Pemurnian Logam

Pada pemurnian logam, anoda yang dipakai adalah logam tak murni (kotor). Pengotor akan terlepas selama proses elektrolisis ketika logam bergerak dari anoda ke katoda. Selama proses ini, katoda mengandung dekomposisi logam murni dari larutan yang berisi ion logam. Sebagai contoh, tembaga dimurnikan melalui elektrolisis yang membutuhkan konduktivitas listrik yang tinggi. Pada proses ini, katoda adalah tembaga murni, sedangkan anoda adalah tembaga kotor. Ion Cu2+ dari anoda bergerak melalui larutan tembaga(II) sulfat menuju katoda dan berubah menjadi padatan tembaga. Selama proses berlangsung, pengotor akan mengendap di dasar tangki. Hasil samping berupa pengotor disebut sebagai lumpur anoda.

Elektrosintesis

Elektrosintesis adalah metode yang menggunakan reaksi elektrolisis untuk menghasilkan produk tertentu. Sebagai contoh adalah elektrosintesis MnO2 yang merupakan bahan baku pembuatan baterai alkalin. Larutan untuk elektrosintesis senyawa MnO2 adalah MnSO4 dalam H2SO4. Berperan sebagai anoda adalah grafit, dimana Mn2+ teroksidasi. Sedangkan di katoda, hidrogen tereduksi  dari H+ menjadi H2. Reaksinya adalah sebagai berikut:
Mn2+(aq) + 2 H2O(l) → MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)

Proses Klor-alkali

Elektrolisis air laut dapat menghasilkan klorin dan basa natrium hidroksida. Ada tiga macam metode berbeda dimana dua komponen tersebut dihasilkan, yaitu sel membran, sel diafragma, dan proses sel merkuri.

Proses sel membran

Proses ini lebih efisien daripada yang lain karena tidak menggunakan merkuri dan tidak membutuhkan energi yang besar. Mengandung membran penukar kation yang biasanya terbuat dari polimer fluorokarbon.
chlor alkali
Ilustrasi proses klor-alkali dengan sel membran
Membran ini mengijinkan kation terhidrasi untuk melewati kompartemen antara anoda dan katoda, tetapi tidak untuk anion OH- dan Cl-. Dengan demikian proses ini menghasilkan natrium hidroksida tanpa kontaminasi ion klorida.

Sel diafragma

Pada sel diafragma, Cl2 dilepaskan dari anoda ketika H2 dilepaskan dari katoda. Jika Cl2 bergabung dengan NaOH, Cl akan berubah menjadi produk lain. Dengan demikian sel diafragma mempunyai NaCl dalam jumlah besar, dan jumlah kecil pada larutan pada katoda untuk NaCl berhubungan dengan larutan lain, menghindari laju balik NaOH.

Proses sel merkuri

Elektrolisis air laut dalam merkuri menghasilkan klorin dan larutan natrium hodroksida pada waktu yang sama. Metode ini melibatkan merkuri sebagai katoda dan grafit sebagai anoda. Merkuri menarik ion natrium dan kalium dan membentuk amalgam. Meskipun demikan ketika amalgam terkena air membentuk natrium hidroksida dan hidrogen meninggalkan merkuri dan nantinya dapat digunakan kembali. Gas klorin tersisa pada anoda.

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read User's Comments(0)
Diposting oleh Unknown

KOROSI

Diposting oleh Unknown | Label:

Korosi

Korosi adalah kerusakan logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.nH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Dampak dari peristiwa korosi bersifat sangat merugikan.  Contoh nyata adalah keroposnya jembatan, bodi mobil, ataupun berbagai konstruksi dari besi lainnya.Siapa di antara kita tidak kecewa  bila bodi mobil kesayangannya tahu-tahu sudah keropos karena korosi.  Pasti tidak ada.  Karena itu, sangat penting bila kita sedikit tahu tentang apa korosi itu, sehingga bisa diambil langkah-langkah antisipasi.

Peristiwa korosi sendiri merupakan proses elektrokimia, yaitu proses (perubahan / reaksi kimia) yang melibatkan adanya aliran listrik.  Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai kutub negatif (elektroda negatif, anoda), sementara bagian yang lain sebagai kutub positif (elektroda positif, katoda).  Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sehingga terjadilah peristiwa korosi.






Terlihat bahwa korosi melibatkan adanya gas oksigen dan air.  Oleh karena itu, besi yang disimpan dalam udara yang kering akan lebih awet bila dibandingkan ditempat yang lembab.  Korosi pada besi ternyata dipercepat oleh beberapa faktor, seperti tingkat keasaman, kontak dengan elektrolit, kontak dengan pengotor, kontak dengan logam lain yang kurang aktif (logam nikel, timah, tembaga), serta keadaan logam besi itu sendiri (kerapatan atau kasar halusnya permukaan).

Mencegah Korosi

1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
5. Dicampur dengan logam lai

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read User's Comments(0)
Diposting oleh Unknown

HUKUM FARADAY

Diposting oleh Unknown | Label:

Hukum Faraday

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday ekuivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday ekuivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengandung muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron
1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)
Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Faraday  =  Coulomb / 96500
Coulomb  =  Faraday x 96500
Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Coulomb  =  Ampere  x  Detik
Q  =  I  x  t
Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500
Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda (-)   :  Ag+ +  e- ——>  Ag
Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyeleasian :
Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :
K (-) : Na+(l) +  e- ——>  Na(s)
A (-) : 2 F-(l) ——>  F2(g) +  2 e-
Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron
1,2 mol elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
1,2  =  (10 x t)  / 96500
t  =  11850 detik  =  3,22 jam
Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :
K (-) : Ca2+(l) +  2 e- ——>  Ca(s)
A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-
Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500
Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol Ca x Ar Ca
Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl2
Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read User's Comments(0)
Diposting oleh Unknown

ELEKTROLISIS

Diposting oleh Unknown | Label:

Elektrolisis

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air (H2O) dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)
Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta, yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah pada sel elektrolisis komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.
Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :
Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)
Anoda (+)            :   2 Cl-(l)  ——> Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-(l)  ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda.
Pada proses elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta.
Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Selanjutnya, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :
Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel            :   2 H2O(l) +  2 Cl-(aq) ——>  H2(g) +  Cl2(g) +  2 OH-(aq) ……………. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH­‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda.

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :
  1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
  2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
  3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
  4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read User's Comments(0)
Diposting oleh Unknown

SEL VOLTA

Diposting oleh Unknown | Label:

SEL VOLTA (SEL GALVANI)

Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia berupa reaksi redoks spontan. Prinsip kerja sel Volta adalah sebagai berikut :
1. Energi hasil dari reaksi ini diubah menjadi energi listrik

2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks

3. Pada katoda terjadi reduksi dan merupakan kutub positif

4. Pada anoda terjadi oksidasi dan merupakan kutub negatif


KOMPONEN SEL VOLTA
Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energidari reaksi kimia tersebut. Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik.

Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif)




Reduksi :     Cu2+ + 2e → Cu

Oksidasi:     Zn →  Zn2+ + 2e 

Sehingga diperoleh diagram sel 
Zn | Zn2+ | | Cu2+ | Cu

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read User's Comments(0)
Diposting oleh Unknown
Langganan: Postingan (Atom)