Rangkuman Kimia Kelas 12 Bab 2 Elektrokimia (Kimia Kelas XII SMA/MA)
Rangkuman Kimia Kelas 12 Bab 2 Elektrokimia (Kimia Kelas XII SMA/MA). Pembaca Sekolahmuonline, berikut ini kami posting untuk Anda khususnya adik-adik yang sekarang menempuh pendidikan di kelas kelas 12 SMA dan MA jurusan IPA, Rangkuman mata pelajaran Kimia kelas 12. Rangkuman Kimia Kelas XII kali ini tentang Bab Elektrokimia.
Pada Bab II Elektrokimia ini meliputi beberapa pembahasan, diantaranya: Penyetaraan persamaan reaksi redoks, Sel Volta dan potensial sel, Korosi, serta Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday.
Oke, berikut ini Rangkuman Kimia Kelas XII SMA/MA Bab II Elektrokimia. Selamat membaca dan mempelajari.
Rangkuman Elektrokimia I
1. Persamaan reaksi redoks dapat disetarakan dengan metode bilangan oksidasi dan metode setengah-reaksi, yang memisahkan reaksi menjadi dua bagian reaksi.
2. Elektrokimia adalah bidang kimia yang mengkaji energi listrik dalam reaksi kimia.
3. Sel volta adalah sel elektrokimia yang mengubah reaksi redoks menjadi energi listrik. Sel volta disusun dari dua elektrode yang dihubungkan secara internal melalui jembatan garam dan secara eksternal melalui rangkaian kabel yang dapat dihubungkan dengan lampu listrik atau voltmeter.
4. Dalam sel volta, oksidasi terjadi pada anode dan reduksi terjadi pada katode. Kutub listrik pada anode negatif dan kutub listrik pada katode positif. Jembatan
garam berfungsi sebagai penghubung kedua elektrode secara internal untuk menetralkan ion-ion berlebih selama proses redoks berlangsung. Jembatan garam berisi larutan garam.
5. Potensial atau GGL sel adalah daya dorong elektron agar dapat mengalir dari anode menuju katode.
6. Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi setengah sel yang diukur pada keadaan standar (konsentrasi 1 M, suhu 25°C, dan tekanan udara 1 atm).
7. Sebagai standar untuk pengukuran potensial sel reduksi adalah elektrode hidrogen. Berlangsung tidaknya suatu sel elektrokimia dapat diramalkan berdasarkan nilai potensial reduksi standar. Jika potensial sel elektrokimia berharga positif , reaksi dalam sel akan berlangsung spontan, sebaliknya tidak terjadi.
8. Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, energi listrik dipasok untuk mendorong reaksi redoks tidak spontan menjadi spontan.
9. Sel elektrolisis disusun dari dua elektrode (katode dan anode) dan larutan elektrolit. Di anode terjadi reaksi oksidasi dan di katode terjadi reaksi reduksi (sama dengan sel volta). Perbedaannya, dalam sel elektrolisis, kutub anode (+) dan katode (–).
10. Jumlah zat yang terendapkan pada katode, arus listrik dan waktu elektrolisis yang diperlukan dapat dihitung berdasarkan Hukum Faraday.
11. Sel elektrolisis banyak digunakan untuk pengolahan dan pemurnian logam serta pelapisan logam (electroplating).
12. Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan lembap dan diinduksi oleh adanya gas O2 atau CO2
.
13. Korosi tidak dapat dicegah, tetapi dapat dikendalikan, baik dengan cara pelapisan logam (coating), proteksi katodik, maupun penambahan inhibitor.
14. Inhibitor adalah zat kimia yang ditambahkan ke dalam lingkungan yang korosif dengan konsentrasi relatif sedikit untuk mengendalikan korosi
Rangkuman Elektrokimia II
1. Reaksi redoks adalah reaksi terjadinya penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi
(adanya perubahan biloks).
2. Reaksi redoks adalah reaksi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron).
3. Cara penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu cara setengah reaksi dan cara perubahan bilangan oksidasi.
4. Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik dan ini digambarkan dalam sel volta atau sel galvani.
5. Jika energi listrik dialirkan dalam larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi redoks dan ini digambarkan dalam sel elektrolisis.
6. Dalam sel volta ada dua elektrode, yaitu:
a. Katode : - Elektrode di mana terjadi reaksi reduksi, berarti logam Cu.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode positif.
b. Anode : - Elektrode di mana terjadi reaksi oksidasi, berarti logam Zn.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode negatif.
7. Fungsi jembatan garam dalam sel volta adalah menyetarakan kation dan anion dalam larutan.
8. Elektrode standar digunakan elektrode hidrogen. Elektrode ini terdiri atas gas hidrogen murni dengan tekanan 1 atm pada suhu 25 °C yang dialirkan melalui sepotong platina yang tercelup dalam suatu larutan yang mengandung ion H+ sebesar 1 mol/liter.
9. Potensial elektrode hidrogen standar diberi harga 0 volt (E° = 0 volt).
10. Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Potensial sel dihitung dengan menggunakan persamaan:
11. Kegunaan sel volta, antara lain digunakan sebagai sel baterai dan sel aki.
12. Proses perkaratan termasuk proses elektrokimia, di mana logam Fe yang teroksidasi bertindak sebagai anode dan oksigen yang terlarut dalam air yang ada pada permukaan besi bertindak sebagai katode.
13. Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai katode bukan sebagai anode. Dengan demikian besi dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam di sebelah kiri besi dalam deret volta (logam dengan potensial reduksi lebih positif dari besi). Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg di sini bertindak sebagai anode dan akan terserang karat sampai habis, sedang besi bertindak sebagai katode tidak mengalami korosi.
14. Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi.
15. Ada tiga macam reaksi elektrolisis, yaitu:
a. Sel elektrolisis bentuk lelehan/cairan/liquid.
b. Sel elektrolisis dengan elektrode tidak ikut bereaksi (inert), yaitu karbon/platina.
c. Sel elektrolisis dengan elektrode ikut bereaksi.
16. Hukum Faraday I: Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan ke dalam larutan.
dengan: W = massa zat yang dihasilkan
e = bobot ekivalen = Ar/n
i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Faraday di mana 1 faraday = 96.500 coulomb
17. Hukum Faraday II: Arus listrik mengalir disusun secara seri dan ternyata banyaknya zat-zat yang dihasilkan setiap larutan dapat dinyatakan dengan rumusan:
18. Kegunaan sel elektrolisis adalah untuk penyepuhan/pelapisan logam dan pemurnian logam kotor.
Demikian postingan Sekolahmuonline yang menyajikan Rangkuman Kimia Kelas XII SMA/MA Bab II Elektrokimia. Semoga bermanfaat. Jangan lupa berbagi kepada yang lainnya, cukup dengan mengklik tombol share sosial media yang ada di bawah ini. Bisa lewat Facebook, Twitter, WhatsApp, dan yang lainnya. Semua kami sajikan gratis untuk memudahkan anak-anak Indonesia dalam belajar. Selamat belajar, semoga bangsa Indonesia semakin maju dengan memiliki generasi yang rajin belajar dan punya keterampilan atau skill yang baik.
Oke, berikut ini Rangkuman Kimia Kelas XII SMA/MA Bab II Elektrokimia. Selamat membaca dan mempelajari.
Rangkuman Elektrokimia I
1. Persamaan reaksi redoks dapat disetarakan dengan metode bilangan oksidasi dan metode setengah-reaksi, yang memisahkan reaksi menjadi dua bagian reaksi.
2. Elektrokimia adalah bidang kimia yang mengkaji energi listrik dalam reaksi kimia.
3. Sel volta adalah sel elektrokimia yang mengubah reaksi redoks menjadi energi listrik. Sel volta disusun dari dua elektrode yang dihubungkan secara internal melalui jembatan garam dan secara eksternal melalui rangkaian kabel yang dapat dihubungkan dengan lampu listrik atau voltmeter.
4. Dalam sel volta, oksidasi terjadi pada anode dan reduksi terjadi pada katode. Kutub listrik pada anode negatif dan kutub listrik pada katode positif. Jembatan
garam berfungsi sebagai penghubung kedua elektrode secara internal untuk menetralkan ion-ion berlebih selama proses redoks berlangsung. Jembatan garam berisi larutan garam.
5. Potensial atau GGL sel adalah daya dorong elektron agar dapat mengalir dari anode menuju katode.
6. Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi setengah sel yang diukur pada keadaan standar (konsentrasi 1 M, suhu 25°C, dan tekanan udara 1 atm).
7. Sebagai standar untuk pengukuran potensial sel reduksi adalah elektrode hidrogen. Berlangsung tidaknya suatu sel elektrokimia dapat diramalkan berdasarkan nilai potensial reduksi standar. Jika potensial sel elektrokimia berharga positif , reaksi dalam sel akan berlangsung spontan, sebaliknya tidak terjadi.
8. Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, energi listrik dipasok untuk mendorong reaksi redoks tidak spontan menjadi spontan.
9. Sel elektrolisis disusun dari dua elektrode (katode dan anode) dan larutan elektrolit. Di anode terjadi reaksi oksidasi dan di katode terjadi reaksi reduksi (sama dengan sel volta). Perbedaannya, dalam sel elektrolisis, kutub anode (+) dan katode (–).
10. Jumlah zat yang terendapkan pada katode, arus listrik dan waktu elektrolisis yang diperlukan dapat dihitung berdasarkan Hukum Faraday.
11. Sel elektrolisis banyak digunakan untuk pengolahan dan pemurnian logam serta pelapisan logam (electroplating).
12. Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan lembap dan diinduksi oleh adanya gas O2 atau CO2
.
13. Korosi tidak dapat dicegah, tetapi dapat dikendalikan, baik dengan cara pelapisan logam (coating), proteksi katodik, maupun penambahan inhibitor.
14. Inhibitor adalah zat kimia yang ditambahkan ke dalam lingkungan yang korosif dengan konsentrasi relatif sedikit untuk mengendalikan korosi
Rangkuman Elektrokimia II
1. Reaksi redoks adalah reaksi terjadinya penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi
(adanya perubahan biloks).
2. Reaksi redoks adalah reaksi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron).
3. Cara penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu cara setengah reaksi dan cara perubahan bilangan oksidasi.
4. Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik dan ini digambarkan dalam sel volta atau sel galvani.
5. Jika energi listrik dialirkan dalam larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi redoks dan ini digambarkan dalam sel elektrolisis.
6. Dalam sel volta ada dua elektrode, yaitu:
a. Katode : - Elektrode di mana terjadi reaksi reduksi, berarti logam Cu.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode positif.
b. Anode : - Elektrode di mana terjadi reaksi oksidasi, berarti logam Zn.
- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode negatif.
7. Fungsi jembatan garam dalam sel volta adalah menyetarakan kation dan anion dalam larutan.
8. Elektrode standar digunakan elektrode hidrogen. Elektrode ini terdiri atas gas hidrogen murni dengan tekanan 1 atm pada suhu 25 °C yang dialirkan melalui sepotong platina yang tercelup dalam suatu larutan yang mengandung ion H+ sebesar 1 mol/liter.
9. Potensial elektrode hidrogen standar diberi harga 0 volt (E° = 0 volt).
10. Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Potensial sel dihitung dengan menggunakan persamaan:
12. Proses perkaratan termasuk proses elektrokimia, di mana logam Fe yang teroksidasi bertindak sebagai anode dan oksigen yang terlarut dalam air yang ada pada permukaan besi bertindak sebagai katode.
13. Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai katode bukan sebagai anode. Dengan demikian besi dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam di sebelah kiri besi dalam deret volta (logam dengan potensial reduksi lebih positif dari besi). Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg di sini bertindak sebagai anode dan akan terserang karat sampai habis, sedang besi bertindak sebagai katode tidak mengalami korosi.
14. Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi.
15. Ada tiga macam reaksi elektrolisis, yaitu:
a. Sel elektrolisis bentuk lelehan/cairan/liquid.
b. Sel elektrolisis dengan elektrode tidak ikut bereaksi (inert), yaitu karbon/platina.
c. Sel elektrolisis dengan elektrode ikut bereaksi.
16. Hukum Faraday I: Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan ke dalam larutan.
dengan: W = massa zat yang dihasilkan
e = bobot ekivalen = Ar/n
i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Faraday di mana 1 faraday = 96.500 coulomb
17. Hukum Faraday II: Arus listrik mengalir disusun secara seri dan ternyata banyaknya zat-zat yang dihasilkan setiap larutan dapat dinyatakan dengan rumusan:
18. Kegunaan sel elektrolisis adalah untuk penyepuhan/pelapisan logam dan pemurnian logam kotor.
Demikian postingan Sekolahmuonline yang menyajikan Rangkuman Kimia Kelas XII SMA/MA Bab II Elektrokimia. Semoga bermanfaat. Jangan lupa berbagi kepada yang lainnya, cukup dengan mengklik tombol share sosial media yang ada di bawah ini. Bisa lewat Facebook, Twitter, WhatsApp, dan yang lainnya. Semua kami sajikan gratis untuk memudahkan anak-anak Indonesia dalam belajar. Selamat belajar, semoga bangsa Indonesia semakin maju dengan memiliki generasi yang rajin belajar dan punya keterampilan atau skill yang baik.
){kind=link}