Ringkasan Kimia Bab III: Elektrokimia

Menyetarakan Reaksi

Metode Setengah Reaksi

  1. Tuliskan reaksi lengkap dengan wujud zatnya
  2. Tentukan bilangan oksidasi tiap-tiap atomnya
  3. Tandai atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
  4. Tuliskan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi secara terpisah dalam bentuk reaksi ion
    • yang terionisasi: garam & elektrolit kuat (aq)
  5. Setarakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
  6. Setarakan jumlah O
    • suasana asam: tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan O sebanyak kekurangannya
    • suasana basa: tambahkan H2O pada ruas yang kelebihan O sebanyak kelebihannya
    • kalo ga dikasi suasananya, anggep asam
  7. Setarakan H
    • asam: tambahkan H+
    • basa: tambahkan OH
  8. Setarakan muatan ruas kiri dengan muatan sebelah kanan dengan menambahkan e (1e = -1)
  9. Setarakan jumlah e yang dilepaskan pada peristiwa oksidasi dan e yang diserap pada peristiwa reduksi dengan mengalikan reaksi dengan bilangan yang sesuai
  10. Jumlahkan kedua reaksi tersebut kemudian koefisien yang diperoleh dijadikan koefisien reaksi yang ditanya
  11. Cek jumlah atom ruas kiri & ruas kanan. Urutan KAHO (kation-anion-hidrogen-oksigen)

Metode Bilangan Oksidasi

  1. Tuliskan reaksi yang ditanyakan (tidak harus dengan wujudnya)
  2. Tentukan bilangan oksidasi atom-atom yang mengalami perubahan bilox
  3. Tandai atom-atom yang mengalami perubahan bilox dan hubungkan
  4. Setarakan atom yang mengalami perubahan bilox dengan memberikan koefisien yang sesuai
  5. Hitung besar kenaikan bilox dan besar penurunan bilox (jumlah bilox atom = jumlah atom x bilox)
  6. Setarakan besar kenaikan dan besar penurunan bilox dengan mengalikan dengan koefisien tertentu
  7. Setarakan muatan ruas kiri dan kanan dengan menambahkan H(asam) dan OH (basa)
  8. Setarakan spesi lain dengan urutan KAHO, O disetarakan dengan menambah H2O

Voltaic Cells

  • Electrodes
    • Anode → oxidation
    • Cathode → reduction
  • Poles
    • Anode (-)
    • Cathode (+)
  • Electrolyte
  • Circuit
  • Salt Bridge

Eo (standard reduction potential)

  • Ecell = Eo cathode – Eo anode
  • Spontaneous reactions
    • Ecell (+)
    • Eo oxidised < Eo reduced

Cell Notation

  • Anode (Oxidation) || Cathode (Reduction)
  • Electrodes are always on the outer side
  • Examples
    • Zn(s) + Cu2+ → Cu(s) + Zn2+(aq)
      • ANODE || CATHODE
      • Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+ | Cu(s)
      • Zn is oxidised to Zn2+
      • Cu2+ is reduced to Cu
      • Electrodes are Zn and Cu
    • H2(g) + 2Ag+(aq) → 2H+(aq) + 2Ag(s)
      • (Inert Electrode |) ANODE || CATHODE
      • Pt(s) | H2(g) | H+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s)
      • H2 is oxidised into H+
      • Ag+ is reduced to Ag
      • Electrodes are Pt (inert) and Ag
    • Zn(s) + 2Fe3+(aq) → Zn2+(aq) + 2Fe2+(aq)
      • ANODE || CATHODE (| Inert Electrode)
      • Zn(s) | Zn2+(aq) || Fe3+(aq) , Fe2+(aq) | Pt(s)
      • Zn is oxidised to Zn2+
      • Fe3+ is reduced to Fe2+ (both in the same phase, so “,” instead of “|”)
      • Electrodes are Zn and Pt (inert)
  • Inert Electrodes: C, Pt, Au

Batteries: Primary

  • Non-rechargable
  • Zinc-Carbon (Leclanche)
    • Anode: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
    • Cathode: 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
    • electrolyte NH4Cl → can cause corrosion
  • Alkaline
    • A: Zn(s) + 2OH(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e
    • C: 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e → Mn2O3(s) + 2OH(aq)
  • Mercury
    • A: Zn(s) + 2OH(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e
    • C: HgO(s) + H2O(l) + 2e → Hg(l) + 2OH(aq)
  • Silver Oxide
    • A: Zn(s) + 2OH(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e
    • C: Ag2O(s) + H2O(l) + 2e → 2Ag(s) + 2OH(aq)

Batteries: Sekunder

  • Rechargable by electrolysis
  • Ni-Cd
    • A: Cd(s) + 2OH(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e
    • C: NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e → Ni(OH)2(s) + 2OH(aq)
  • Lithium Ion
    • Cell: Li1-xMn2O4 + CnLix → LiMn2O4 + Cn OR
    • Cell: Li1-xCoO2 + CnLix → LiCoO2 + Cn
  • Aki (Lead-Acid)
    • A: Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e
    • C: PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e → PbSO4(s) + 2H2O(l)
  • Fuel Cells
    • A: 2H2(g) + 4OH(aq) → 4H2O(l) + 4e
    • C: O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH

Korosi

  • Oksidasi logam
  • Logam: anoda
  • Hasil korosi Fe → Fe2O3.xH2O → H2O bikin korosi
  • Kecepatan korosi → H2O + O2 (paling cepet) > H2O > O2 (paling lambat)
  • Cara mencegah:
    • Dilapisi (cat, plastik, Sn, dkk) agar tidak kontak dengan H2O & O2
    • Cathodic protection → logam yang ingin dilindungi dijadikan katoda

Electrolysis

Electrochemistry Electrolysis
 chemical → electricity  electricity → chemical
 e from anode  e to cathode
 2 solutions  1 solution

Production of Gas & Electroplating

  • Cathode
    • Kation (aq): IA, IIA, Al, Mn (all Eo < Eo H2O) → menghasilkan H2 + OH
    • Kation (l) → menghasilkan logamnya
    • yang ingin dilapisi
  • Anode
    • Elektroda inert
      • Menghasilkan ion halida → gas halogen
      • Menghasilkan oksi (ada O-nya) & O2
    • Elektroda aktif → teroksidasi elektrodanya (menjadi ion)
    • yang ingin melapisi

Faraday’s Laws

1 mol e = 1 F = 96 500 Coulombs

Screen Shot 2013-12-08 at 5.43.18 PM

Blueaholic is listening to: G-Dragon – 그XX (That XX)

Tagged , , , , ,

One thought on “Ringkasan Kimia Bab III: Elektrokimia

Drop a thought or two!

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s

%d bloggers like this: