CellSchema Aluminum-Smelting

The slideshow CellSchema mewakili beberapa penampang Hall-Heroult elektrolisis sel konvensional untuk peleburan aluminium. Seperti sel elektrolit dioperasikan pada sekitar 950 ° C dan mengandung karbon anoda, elektrolit kriolit cair dan pad katoda logam. Slideshow ini menunjukkan komponen penting dari sel semacam: isolasi termal dari shell pot, lapisan karbon, sistem makan otomatis untuk bijih alumina, sistem hooding untuk mengumpulkan gas buang dan sistem bus bar untuk arus listrik.

Menggunakan proses Hall Héroult sekitar 40 mio ton aluminium dilebur setiap tahun

selengkapnya bisa diliat DISINI

Read More

Redox Reactions Calculator

Platform                      : Windows, Linux, Mac OS

Status                          : No downloaded software, dapat dijalankan secara online

Source / Link               : http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html

Aplikasi ini digunakan untuk menghitung potensial electrode dari setengah reaksi dalam reaksi redoks.

Input yang dapat dimasukkan, yaitu konsentrasi, koefisien dari reaktan dan produk, serta jumlah elektron tertransfer yang terlibat dalam reaksi setengah reaksi

Berikut tampilannya

Lalu klik ‘Evaluate’„, sebagai output hasil yaitu E₀ (tabel) dan potensial electrode reaksi (E).

Atau dapat juga menghitung langsung dari potensial electrode standar setengah reaksidari data yang diketahui„ yaitu masing-masing potensial electrode standar setengah reaksi dari reaksi oksidasi dan reduksi„

Ingat!!! (perhatikan tanda).

Read More

Chemputer [Oxidation State (Metal Oxidation Calculator)

Platform : Windows, Linux, Mac OS

Status : No downloaded software, dapat dijalankan secara online

Source / Link : http://winter.group.shef.ac.uk/chemputer/oxidation-number.html

Aplikasi ini berguna untuk menghitung bilangan oksidasi pada senyawa khususnya senyawa kompleks. Sebagai contoh, program ini akan menampilkan formasi senyawa kompleks [CoCl2(En)2]+

Terkadang / pada suatu waktu, Chemputer tidak akan menghitung bilangan oksidasi pada senyawa dengan unsur atom pusat yang berada pada blok p

Yang perlu diperhatikan :

1.Tuliskan SIMBOL dari atom pusat

2.Masukkan muatan yang terbentuk dari senyawa kompleks

3.Masukkan jumlah masing-masing ligan pada kompleks

4.Untuk ligan bisa menggunakan NAMA atau SIMBOL,

5.Untuk SIMBOL, gunakan singkatan (lambang unsur), seperti En dan Cl(huruf pertama unsur ditulis kapital).

6.Untuk NAMA, gunakan penulisan semisal chloride atau chloro

Lalu klik, SUBMIT

Lihat hasilnya

Read More

Redox v.2.0

Nama Program : Redox v.2.0

Platform : Windows XP / Vista / 7

License Status : Freeware

Source / Link : http://www.softpedia.com/get/Science-CAD/REDOX.shtml

Aplikasi ini digunakan untuk mengetahui potensial redoks baik dari reaksi oksidasi maupun reduksi suatu senyawa atau ion.

Tampilannya sebagai berikut

t

Pada program, ada table yang berisi suatu senyawa oksidan dan senyawa reduktan. Pilih masing-masing dari senyawa oksidan dan reduktan tersebut.

Klik tombol Evaluate untuk mengetahui reaksi yang terjadi dan potensial yang dihasilkan.

Reaksi dapat terjadi pada suatu kondisi yang akan disetting, ada kondisi asam, basa, dan kemungkinan semua secara teoritik.

Program aplikasi ini tidak dapat menghitung potensial sel gabungan dari reaksi oksidasi dan reduksi.

Pada program aplikasi ini juga ada pop-up menu, seperti berikut

.

Read More

Chemical Equation Balancer

Pernah mencoba menyetarakan persamaan kimia tetapi tidak bisa dengan cara manual? 

dengan aplikasi ini jangan takut karena bisa menyeimbangkan semua jenis persamaan dalam sepersekian detik. Cukup ketik persamaan dalam, membuat elemen dikapitalisasi dan senyawa dipisahkan oleh tanda "+" dan tanda "=" untuk menunjukkan sisi lain, bersama dengan produk. Sentuh "Balance" dan persamaan Anda akan seimbang dalam sekejap!

Aplikasi digunakan untuk memasukkan kurung untuk ion poliatomik dan kurung untuk biaya dalam reaksi oksidasi / reduksi.

Untuk persamaan yang mengandung ion poliatomik, jika hanya ada satu molekul ion, seperti pada H (NO3), JANGAN memasukkan tanda kurung, dan sebagai gantinya masukan HNO3.

Untuk persamaan redoks, pastikan bahwa setiap senyawa memiliki braket dengan biaya, bahkan jika senyawa tidak memiliki muatan. Untuk muatan positif, misalnya, input [2], untuk muatan negatif, [-2], dan untuk biaya 0, [0]. JANGAN INPUT [2].

Contoh Persamaan:

C₆H₁₂O₆ + O₂ è CO₂ + H₂O

H₂ + O₂ è H₂O

AgI + Pb (NO₃) ₂ è AgNO₃ + PbI₂

Ca (OH) ₂ + (NH₄) ₃PO₄ è Ca₃ (PO₄) ₂ + NH₄OH

Cr₂O₇ [-2] + H [1] + Fe [2] = Cr [3] + H₂O + Fe [3]

Cu [0] + Ag [1] = Cu [2] + Ag [0]

Aplikasi ini beroperasi secara offline, tanpa menggunakan internet, dengan hanya menggunakan algoritma matematika untuk menemukan koefisien senyawa

bisa didownload DISINI

Read More

Sekilas Tentang Sel Galvani

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.


Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.


Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).
Rangkaian Sel Galvani









Contoh rangkaian sel galvani.


sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).
Proses dalam Sel Galvani


Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-


Pada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)


hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)


Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)


Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.




Persamaan reaksinya :


Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O


Anode : Zn ” Zn2+ + 2e


Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2


2. Sel Aki


Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :




Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e


Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O


Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O





Reaksi Pengisian aki :




2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+



3. Sel Perak Oksida



Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.




Reaksi yang terjadi :





Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e




Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)


Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)




Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V
4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)


Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :


NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2
5. Sel Bahan Bakar


Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.


Reaksi yang terjadi :



Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e




Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)


Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

Read More

Sel 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) -à  2 H_2(g) + O_2(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 akanteroksidasi 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 proseselektrolisis 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^- à  2 Na_(s)---------------------(1)

Anoda (+)            :   2 Cl^-_(l) àCl_2(g) +  2 e^- ------------------------(2)

Reaksi sel            :   2 Na⁺_(l) +  2 Cl^-_(l) à  2 Na_(s) +  Cl_2(g) ------[(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl₂ di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel 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 mudahtereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E^o_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^- à H_2(g) +  2 OH^-_(aq)  --------(1)

Anoda (+)            :   2 Cl^-_(aq) à  Cl_2(g) +  2 e^- ----------------(2)

Reaksi sel            :   2 H₂O_(l) +  2 Cl^-_(aq) àH_2(g) +  Cl_2(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. Terbentuknya ion OH^- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na₂SO₄. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na⁺. Berdasarakan nilai E^o_red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H₂O_(l) +  4 e^- à  2 H_2(g) +  4 OH^-_(aq) ---------(1)

Anoda (+)            :   2 H₂O_(l) à   O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^-------------(2)

Reaksi sel            :   6 H₂O_(l) à  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 OH^-_(aq) --- [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) à  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H₂O_(l) ----------- [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) à  2 H_2(g) +  O_2(g) --------------------[(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na⁺ maupun SO₄^2-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO₃)₂ dan K₂SO₄.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^- à H_2(g) +  2 OH^-_(aq) ----------(1)

Anoda (+)            :   Cu_(s) à Cu²⁺_(aq) +  2 e^- ---------------------(2)

Reaksi sel            :   Cu_(s) +  2 H₂O_(l) à  Cu²⁺_(aq) +  H_2(g) +  2 OH^-_(aq) -----[(1) + (2)]

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 (dalam hal ini, 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.

Read More