Perbedaan Antara Senyawa Organik dan Senyawa Anorganik

 Kali ini saya akan membahas apa perbedaan antara dua senyawa yang di sebutkan dalam judul di atas. Sebenarnya dari arti di judul di atas sudah bisa kita tebak antara organik dan anorganik, sifat-sifat danri bahan organik jelas berbeda dengan anorganik.

Dari pada pusing-pusing nebak tapi salah, berikut ini saya berikan perbedaan antara senyawa organik dengan anorganik sebnayak yang saya bisa. Okey simak baik-baik ya di bawah ini :

Perbedaan Senyawa Organik dan Anorganik

Tabel Senyawa Organik dan Senyawa Anorganik

No	Senyawa organik	Senyawa Anorganik
1	Kebanyakan berasal dari makhluk hidup dan beberapa dari hasil sintesis	Berasal dari sumber daya alam mineral ( bukan makhluk hidup)
2	Senyawa organik lebih mudah terbakar	Tidak mudah terbakar
3	Strukturnya lebih rumit

padding: 0cm 5.4pt 0cm 5.4pt; width: 212.4pt;" valign="top" width="283">

Struktur sederhana

4

Semua senyawa organik mengandung unsur karbon

Tidak semua senyawa anorganik yang memiliki unsur karbon

5

Hanya dapat larut dalam pelarut organik

Dapat larut dalam pelarut air atau organik

6

CH4, C2H5OH, C₂H₆ dsb.

NaF, NaCl, NaBr, NaI dsb.

Masih kurang, saya tambahkan lagi buat anda :

Perbedaan Antara Senyawa Organik Dan Anorganik :

1. Senyawa organik

   - titik leleh dan titik didih rendah

   - tdk tahan terhadap pemanasan

   - berikatan kovalen

   - umumnya tidak larut dalam air

   - reaksi antar molekul berlangsung lama

2. Senyawa karbon anorganik

   - titik leleh dan titik didih tinggi

   - tahan terhadap pemanasan

   - ada yg berkaitan dengan ion kovalen

   - umumnya larut dalam air

   - reaksi antar ion berlangsung

Mungkin di atas ada yang sama ya? ya tidak apa-apa (silahkan di sortir sendiri ya) ada juga yang memberi pendapat bahwa perbedaan di antara kedua senyawa di atas adalah "Organik bisa di perbaharui dan bisa diolah sedangkan anorganik ga bisa diperbaharui dan di daur ulang kalau misalnya dia udah hancur atau roboh dia ga bisa lagi di olah kembali ga bisa di daur ulang beda sama organik * maaf kalau salah." tinggal anda sortir aja. Say juga sertakan contoh senyawanya. Simak ya di bawah ini :

Contoh Senyawa Organik dan Anorganik

Senyawa organik contohnya : protein,lemak,karbohidrat,,asam format,asam lemak, vitamin, polimer dll.

Senyawa anorganik contohnya : Asam karbonat,garam, amoniak,  asam kakodilat ,kalsium klorida

 

Posted by Sella Destiani

Read More

Bioteknologi

Bioteknologi adalah cabang ilmu yang mempelajari pemanfaatan makhluk hidup (bakteri, fungi, virus, dan lain-lain) maupun produk dari makhluk hidup (enzim, alkohol) dalam proses produksi untuk menghasilkan barang dan jasa.^[1] Dewasa ini, perkembangan bioteknologi tidak hanya didasari pada biologi semata, tetapi juga pada ilmu-ilmu terapan dan murni lain, seperti biokimia, komputer, biologi molekular, mikrobiologi, genetika, kimia, matematika, dan lain sebagainya.^[1] Dengan kata lain, bioteknologi adalah ilmu terapan yang menggabungkan berbagai cabang ilmu dalam proses produksi barang dan jasa.
Bioteknologi secara sederhana sudah dikenal oleh manusia sejak ribuan tahun yang lalu. Sebagai contoh, di bidang teknologi pangan adalah pembuatan bir, roti, maupun keju yang sudah dikenal sejak abad ke-19, pemuliaan tanaman untuk menghasilkan varietas-varietas baru di bidang pertanian, serta pemuliaan dan reproduksi hewan.^[2] Di bidang medis, penerapan bioteknologi pada masa lalu dibuktikan antara lain dengan penemuan vaksin, antibiotik, dan insulin walaupun masih dalam jumlah yang terbatas akibat proses fermentasi yang tidak sempurna. Perubahan signifikan terjadi setelah penemuan bioreaktor oleh Louis Pasteur.^[1] Dengan alat ini, produksi antibiotik maupun vaksin dapat dilakukan secara massal.
Pada masa ini, bioteknologi berkembang sangat pesat, terutama di negara negara maju. Kemajuan ini ditandai dengan ditemukannya berbagai macam teknologi semisal rekayasa genetika, kultur jaringan, DNA rekombinan, pengembangbiakan sel induk, kloning, dan lain-lain.^[3] Teknologi ini memungkinkan kita untuk memperoleh penyembuhan penyakit-penyakit genetik maupun kronis yang belum dapat disembuhkan, seperti kanker ataupun AIDS.^[4] Penelitian di bidang pengembangan sel induk juga memungkinkan para penderita stroke ataupun penyakit lain yang mengakibatkan kehilangan atau kerusakan pada jaringan tubuh dapat sembuh seperti sediakala.^[4] Di bidang pangan, dengan menggunakan teknologi rekayasa genetika, kultur jaringan dan DNA rekombinan, dapat dihasilkan tanaman dengan sifat dan produk unggul karena mengandung zat gizi yang lebih jika dibandingkan tanaman biasa, serta juga lebih tahan terhadap hama maupun tekanan lingkungan.^[5] Penerapan bioteknologi pada masa ini juga dapat dijumpai pada pelestarian lingkungan hidup dari polusi. Sebagai contoh, pada penguraian minyak bumi yang tertumpah ke laut oleh bakteri, dan penguraian zat-zat yang bersifat toksik (racun) di sungai atau laut dengan menggunakan bakteri jenis baru.^[2]
Kemajuan di bidang bioteknologi tak lepas dari berbagai kontroversi yang melingkupi perkembangan teknologinya. Sebagai contoh, teknologi kloning dan rekayasa genetika terhadap tanaman pangan mendapat kecaman dari bermacam-macam golongan.
Bioteknologi secara umum berarti meningkatkan kualitas suatu organisme melalui aplikasi teknologi. Aplikasi teknologi tersebut dapat memodifikasi fungsi biologis suatu organisme dengan menambahkan gen dari organisme lain atau merekayasa gen pada organisme tersebut.^[2]
Perubahan sifat Biologis melalui rekayasa genetika tersebut menyebabkan "lahirnya organisme baru" produk bioteknologi dengan sifat - sifat yang menguntungkan bagi manusia. Produk bioteknologi, antara lain^[2]:

• Jagung resisten hama serangga
• Kapas resisten hama serangga
• Pepaya resisten virus
• Enzim pemacu produksi susu pada sapi
• Padi mengandung vitamin A
• Pisang mengandung vaksin hepatitis

posted by Rifki Ahmad fauzi

Read More

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Pengertian

Reaksi kimia dapat digolongkan menjadi berbagai macam reaksi. Salah satu diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Dari tinjauan bilangan oksidasi reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis reaksi yaitu :

1. Golongan reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi bukan reduksi-oksidasi yang lazim disebut reaksi bukan redoks.
2. Golongan reaksi dimana diantara atom-atom yang terlibat ada yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Sebelum dan sesudah reaksi bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat tidak sama (berubah). Reaksi ini disebut reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks)

1. A.       PENGERTIAN REAKSI REDOKS

Redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi

CONTOH : REAKSI REDUKSI

Cu²⁺(aq) + 2e ® Cu (s)      Ag⁺(aq) + e ® Ag(s)

CONTOH : REAKSI OKSIDASI

Zn(s) ® Zn²⁺(aq)+ 2e      Al(s) ® Al³⁺(aq) + 3e

Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1.   Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2.   Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3.   Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH₂, AlH₃) bilangan oksidasi H = -1
4.   Atom O dalam senyawa memiliki
5.   Dalam senyawa F₂O, bilangan oksidasi O = +2
6.   Dalam peroksida (misal H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂) bilangan oksidasi O= -1
7.   Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol
9.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
10.  Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Konsep-konsep dasar Redoks

1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan oksidasi
2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)  bilangan oksidasi
3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik
4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun
5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi perubahan bilangan oksidasi
6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah
7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

       PENYETARAAN REAKSI REDOKS
1.METODE BILANGAN OKSIDASI
Langkah-langkah penyetaraan reaksi :

1. Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi tiap unsur
2. Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan koefisien yang sesuai
3. Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
4. Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koefisien yang sesuai
5. Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain

Contoh soal

2 .METODE SETENGAH REAKSI (ION ELEKTRON)
Langkah-langkah penyetaraan reaksi:

1. Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja
2. Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
3. Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen (H) dan oksigen (O)
4. Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke ruas yang kekurangan oksigen
5. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas yang kekurangan atom H
6. Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang memiliki muatan lebih positif
7. Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi
8. Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang utuh
9. Mengembalikan ke bentuk reaksi awal

CONTOH SOAL


PENGERTIAN SEL ELKTROKIMIA
Transfer elektron pada reaksi redoks dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom , molekul atau ion yang saling serah terima elektron. Pembahasan transfer elektron melalui sirkuit luar sebagai gejala listrik, dan reaksi redoks yang seperti ini akan dipelajari pada elektrokimia.
Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :
1. Sel Volta
2. Sel Elektrolisis
Sel Volta melibatkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik sedangkan sel elektrolisis melibatkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Bagaimanakah proses terjadinya perubahan energi tersebut?

SEL VOLTA

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA
Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari 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)

ELEKTRODA

Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda

Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda.

Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4

Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4

Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif

Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion)

Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum.

NOTASI SEL VOLTA

•Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan.

POTENSIAL SEL

Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik

Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf)

Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel

Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).

POTENSIAL SEL STANDAR

Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)

Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi

Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi E 1/2 sel

Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

E sel = E katoda – E anoda

Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:

2H+(aq, 1 M) + 2e à H2(g, 1 atm)  Eorujukan = 0
H2(g, 1 atm) à 2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan = 0

Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas.

Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

2H+ (aq, 1 M) + 2e Û H2 (g, 1 atm)

Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi

Nilai Eo yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi

Nilai Eo memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik

Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah semakin reduktor.

REAKSI REDOKS SPONTAN

Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi

Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (Eosel> 0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan) dan reduktor (sisi produk) yang terletak dibawahnya

Misal Cu2+ (kiri) dan Zn (kanan) bereaksi spontan dan Zn terletak dibawah Cu2+

Logam yang dapat menggantikan H2 dari asam. Ambil salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah untuk memperoleh Eosel jika positif maka H2 akan terlepas

Logam yang tidak dapat menggantikan H2, dengan langkah yang sama, namun jika hasilnya Eosel < 0, maka reaksi tidak spontan

Logam yang dapat menggantikan H2 dari air, logam yang terletak dibawah reduksi air

Logam yang dapat menggantikan logam lain dari larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas tabel.

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel

Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya

Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:

∆G = ∆Go + RT ln Q sedangkan
∆G = -nFEsel juga ∆Go = -nFEosel sehingga
-nFEsel = -nFEosel + RT ln Q
Esel = Eosel – (RT/nF) ln Q
Aplikasi Persamaan Nernst

Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eosel

Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eosel

Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eosel

Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

Esel = Eosel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25oC)

SEL ELEKTROLISIS

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik terhadap kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan.
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 (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). 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 H_2(g) + O_2(g)


Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisisdari 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. Reaksireduksi 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) Cl_2(g) + 2 e^– ……………….. (2)
Reaksi sel : 2 Na⁺_(l) + 2 Cl^–_(l) ——> 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 denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksielektrolisis 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 mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katodaadalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^– dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi 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^– ——> H_2(g) + 2 OH^–_(aq) ………… (1)
Anoda (+) : 2 Cl^–_(aq) ——> Cl_2(g) + 2 e^– ……………….. (2)
Reaksi sel : 2 H₂O_(l) + 2 Cl^–_(aq) ——> H_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°_red, maka air yang akan tereduksi dikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi dianoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : 4 H₂O_(l) + 4 e^– ——> 2 H_2(g) + 4 OH^–_(aq) ……….. (1)
Anoda (+) : 2 H₂O_(l) ——> O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel : 6 H₂O_(l) ——> 2 H_2(g) + O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 OH^–_(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ——> 2 H_2(g) + O_2(g) + 4 H₂O_(l) …………………. [(1) + (2)]
2 H₂O_(l) ——> 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^– ——> H_2(g) + 2 OH^–_(aq) …………………….. (1)

Anoda (+) : Cu_(s) ——> Cu²⁺_(aq) + 2 e^– …………………….. (2)
Reaksi sel : Cu_(s) + 2 H₂O_(l) ——> 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 penyepuhanberlangsung. 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.

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.
Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 10²³partikel. Sementara setiap elektron mengemban 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.
Hukum Faraday I :

Hukum Faraday II :

Berikut ini adalah beberapa 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) ——> O_2(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) ——> F_2(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) ——> Cl_2(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)
4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO₃, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl₃. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ :
K (-) : Ag⁺_(aq) + e^– ——> Ag_(s)
A (+) : 2 H₂O_(l) ——> O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^–
Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)
Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Reaksi elektrolisis larutan XCl₃ :
K (-) : X³⁺_(aq) + 3 e^– ——> X_(s)
A (+) : 2 Cl^–_(l) ——> Cl_2(g) + 2 e^–
Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol X
Massa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:
mol = massa / Ar
Ar = massa / mol
Ar = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27
Jadi, Ar dari logam X adalah 27

posted by Arvan Rusdiansyah

Read More

HIDROLISIS GARAM

A. Pengertian

• Sebagaimana kita ketahui bahwa jika larutan asam direaksikan dengan larutan basa akan membentuk senyawa garam.
• Jika kita melarutkan suatu garam ke dalam air, maka akan ada dua kemungkinan yang terjadi, yaitu:

1. Ion-ion yang berasal dari asam lemah (misalnya CH3COO–, CN–, dan S2–) atau ion-ion yang berasal dari basa lemah (misalnya NH4 +, Fe2+, dan Al3+) akan bereaksi dengan air. Reaksi suatu ion dengan air inilah yang disebut hidrolisis.

• Berlangsungnya hidrolisis disebabkan adanya kecenderungan ion-ion tersebut untuk membentuk asam atau basa asalnya.

Contoh:
CH3COO– + H2O ⎯⎯→ CH3COOH + OH–

• NH4+ + H2O ⎯⎯→ NH4OH + H+

2. Ion-ion yang berasal dari asam kuat (misalnya Cl–, NO3–, dan SO42–) atau ion-ion yang berasal dari basa kuat (misalnya Na+, K+, dan Ca2+) tidak bereaksi dengan air atau tidak terjadi hidrolisis.

• Hal ini dikarenakan ion-ion tersebut tidak mempunyai kecenderungan untuk membentuk asam atau basa asalnya. (Ingat kembali tentang kekuatan asam-basa!)

Na+ + H2O ⎯⎯→ tidak terjadi reaksi
SO42- + H2O ⎯⎯→ tidak terjadi reaksi

• Hidrolisis hanya dapat terjadi pada pelarutan senyawa garam yang terbentuk dari ion-ion asam lemah dan ion-ion basa lemah.
• Jadi, garam yang bersifat netral (dari asam kuat dan basa kuat) tidak terjadi hidrolisis.

B. Komponen Hidrolisis Garam
1. Hidrolisis Garam dari Asam lemah dan Basa Kuat

• Jika suatu garam dari asam lemah dan basa kuat dilarutkan dalam air, maka kation dari basa kuat tidak terhidrolisis sedangkan anion dari asam lemah akan mengalami hidrolisis.
• Jadi garam dari asam lemah dan basa kuat jika dilarutkan dalam air akan mengalami hidrolisis parsial atau hidrolisis sebagian.

• Contoh:

CH3COONa(aq) ⎯⎯→ CH3COO–(aq) + Na+(aq)
CH3COO– + H2O ←⎯⎯⎯⎯→ CH3COOH + OH–
Na+ + H2O ⎯⎯→ tidak terjadi reaksi

• pH larutan garam dapat ditentukan dari persamaan:

A– + H2O ←⎯⎯⎯⎯→ HA + OH–


pOH = -log [OH-]
pH = 14 – pOH
2. Hidrolisis Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah

• Garam dari asam kuat dan basa lemah jika dilarutkan dalam air juga akan mengalami hidrolisis sebagian. Hal ini disebabkan karena kation dari basa lemah dapat terhidrolisis, sedangkan anion dari asam kuat tidak mengalami hidtrolisis.

• Contoh:

NH4Cl ⎯⎯→ NH4+ + Cl–
NH4+ + H2O ←⎯⎯⎯⎯→ NH4OH + H+
Cl– + H2O tidak terjadi reaksi

• pH larutan garam ini dapat ditentukan melalui persamaan:

M+ + H2O ←⎯⎯⎯⎯→ MOH + H+


pH = -log [H+]

posted byTriyanti Purnawiwulan

Read More

Anatomi Manusia

Sebagai manusia, mengenal anatomi tubuh diri kita sendiri sangat diperlukan. Mengapa? Karena dengan mengenal dan memahami setiap bagian tubuh kita, kita bisa tahu pola hidup sehat dan lebih peduli dalam menjaga kesehatan tubuh.  Ilmu yang mempelajari tentang anatomi dan tubh manusia dikenal dengan  nama antropotomi. antropotomi adalah sebuah bidang khusus dalam anatomi yang mempelajari struktur tubuh manusia, sedangkan jaringan dipelajari di histologi dan sel di sitologi. Penyusun tubuh manusia shampir sama seperti penyusun tubuh pada hewan yang terdiri atas beberapa sistem organ, yang  setiap sistem organnya terdiri atas beberapa organ-organ penyusun, yang setiap organ terdiri atas beberapa kumpulan jaringan, yang  setiap jaringan tersusun atas sel sehingga menjadi satu kesatuan yang disebut organisme

Sistem tubuh manusia terdiri atas beberapa sistem organ penunjang dalam kehidupan, antara lain:
1. Sistem sirkulasi dan kardiovaskular yang bertugas memompa darah ke seluruh tubuh.

2. Sistem Pencernaan: pemrosesan makanan yang terjadi di dalam mulut, perut, dan usus

3. Sistem Endokrin: komunikasi dalam tubuh dengan hormon

4. Sistem Kekebalan Tubuh(Imun): mempertahankan tubuh dari serangan benda yang menyebabkan penyakit.

5. Sistem Integumen: kulit, rambut

6. Sistem Limfatik: struktur yang terlibat dalam transfer limfa antara jaringan dan aliran darah

7. Sistem Otot: menggerakkan tubuh

8. Sistem Saraf: mengumpulkan, mengirim, dan memproses informasi dalam otak dan saraf

9. Sistem Reproduksi: organ seks

10. Sistem Pernafasan: organ yang digunakan bernafas, paru-paru

11. Sistem Rangka: sokongan dan perlindungan struktural dengan tulang

12 Sistem Ekskresi: ginjal dan struktur yang dihubungkan dalam produksi dan ekskresi urin
Diagram anatomi manusia

Setelah mengetahui setiap sistem organ di dalam tubuh kita yang tertera diatas, berikut beberapa bagian luar dalam maupun organ-organ penyusun beberapa sistem organ bagian dalam yang menyusun tubuh kita. 

Human body features-nb.svg

Diagram anatomi manusia
1. Kepala
2. Wajah:Dahi, Mata, Telinga, Hidung, Mulut, Lidah, Gigi, Rahang, Pipi, Dagu
3. Leher, Tenggorokan, Jakun
4. Bahu
5. Dada, Buah dada, Tulang rusuk
6. Pusar
7. Perut, Pinggul
8. Organ seks
9. Penis/Skrotum atau Klitoris/Vagina

* Kaki:

10. Paha
11. Lutut
12. Betis, tulang kering
13. Pergelangan kaki
14. Telapak kaki, Tumit, Jari kaki

* Tangan:

15. Lengan
16. Siku/sikut
17. Pergelangan tangan
18. Telapak tangan, Jari tangan (Ibu jari, telunjuk, tengah, manis, kelingking

* Tidak bernomor: Tulang belakang, Kulit, Rektum, Anus, Pantat

Organ dalam
Nama-nama umum organ dalam (secara alfabetis) :
Adrenalin – Appendiks – Duodenum – Esofagus – Ginjal – Hati – Jantung – Kandung empedu – Kandung kemih – Kulit – Kunci paha – Limpa – Mata – Otak – Ovarium – Pankreas – Paratiroid – Paru-paru – Lambung – Pituitari – Prostat – Rahim – Thymus – Tiroid – Usus – Vena – Zakar

posted by Feri Hidayat

Read More

Elektrolisis Air

Elektrolisis air adalah peristiwa penguraian senyawa air (H₂O) menjadi oksigen (O₂) dan hidrogen gas (H₂) dengan menggunakan arus listrik yang melalui air tersebut. Jadi hasil dari elektrolisis air ini adalah hidrogen murni dan oksigen murni. Meski sebenarnya proses ini lebih ditujukan untuk mendapatkan gas hidrogen, meski secara skala industri, proses elektorlisis air ini kurang populer. 

Pada katode, dua molekul air bereaksi dengan menangkap dua elektron, tereduksi menjadi gas H₂ dan ion hidrokida (OH^-). Sementara itu pada anode, dua molekul air lain terurai menjadi gas oksigen (O₂), melepaskan 4 ion H⁺ serta mengalirkan elektron ke katode. Ion H⁺ dan OH^- mengalami netralisasi sehingga terbentuk kembali beberapa molekul air. Reaksi keseluruhan yang setara dari elektrolisis air dapat dituliskan sebagai berikut.

Gas hidrogen dan oksigen yang dihasilkan dari reaksi ini membentuk gelembung pada elektrode dan dapat dikumpulkan. Prinsip ini kemudian dimanfaatkan untuk menghasilkan hidrogen dan hidrogen peroksida (H₂O₂) yang dapat digunakan sebagai bahan bakar kendaraan hidrogen.

Metode elektrolisis air suhu tinggi atau High Temperature Electrolysis System (HTES)

Metode lain untuk memproduksi gas hidrogen adalah dengan menggunakan Metode elektrolisis air suhu tinggi atau High Temperature Electrolysis System (HTES) adalah salah satu metode terbaik yang hingga saat ini banyak digunakan untuk memproduksi hidrogen dan oksigen dalam skala besar. Keunggulan dari metode HTES adalah pada proses operasinya mampu meminimalisir konsumsi energi listrik karena pada proses elektrolisis dengan suhu operasi yang sangat tinggi konsumsi energi listrik menjadi semakin minimal dan konsumsi energi panas menjadi semakin besar. Meskipun demikian, proses tersebut dianggap menguntungkan mengingat biaya pembangkitan sejumlah energi panas lebih murah bila dibandingkan dengan biaya pembangkitan sejumlah energi listrik. Selain itu, bila ditilik dari kualitas hidrogen yang dihasilkan, metode HTES mampu menghasilkan hidrogen dengan puritas tinggi.

Dalam prosesnya, HTES melibatkan energi listrik dan energi panas dari sumber sumber-sumber panas yang mudah diperoleh seperti PLTN generasi IV (semisal MSR, GCR atau VHTR) atau pembangkit geotermal. Proses yang berlangsung adalah proses termokimia pemecahan molekul air menjadi molekul hidrogen dan ion-ion oksigen pada kondisi fluida superheat.

Secara kimia, reaksi pemecahan molekul air menjadi hidrogen dan oksigen mengikuti persamaan reaksi sebagai berikut.

Katoda : H₂O_(g) –> 2e^- + H_{2 (g)} + O^2-

Anoda : O^2-  –> ½O_{2 (g)} + 2^e-

Total : H₂O_{(l) –>}  H_2(g) + ½O_2(g)

Dengan total kebutuhan energi untuk reaksi elektrolisis di atas dirumuskan dengan persamaan berikut.

∆H = ∆G + T∆S

Adapun ∆H adalah total kebutuhan energi untuk proses elektrolisis suhu tinggi. ∆G adalah energi bebas Gibs yang sesungguhnya megejawantahkan kebutuhan energi listik dan T∆S adalah kebutuhan energi panas atau energi kalor untuk proses elektrolisis.

Proses elektrolisis air suhu tinggi terjadi dalam komponen yang dinamakan electrolyzer. Electrolyzer terdiri dari tiga bagian utama yakni elektroda positif (katoda), elektroda negatif (anoda) dan elektrolit plus satu komponen yang tidak kalah pentingnya yakni interkoneksi. (perhatikan gambar di bawah). Gambar 1. dan 2. adalah tampak atas dan tampak depan sekumpulan sel electrolyzer.

Gambar 1. Tampak Atas Sekumpulan Sel Electrolyzer

 

Gambar 2. Tampak Depan Sekumpulan Sel Electrolyzer

Untuk proses elektrolisis suhu tinggi biasanya menggunakan jenis sel electrolyzer dari jenis Solid Oxide Electrolyzer Cell (SOEC). Hal ini didasari atas keunikan electrolyzer jenis SOEC yang mampu beroperasi pada suhu ekstrim bahkan mampu beroperasi hingga suhu 1000 ºC atau lebih.

Secara sederhana konsep elektrolisis air suhu tinggi dalam sebuah electolyzer adalah proses pemecahan molekul air menjadi molekul hidrogen dan ion oksigen pada suhu tinggi dengan memanfaatkan energi listrik dan energi termal.

 

Gambar 3. Proses Kimia dan Fisis Elektrolisis Air pada Suhu Tinggi

Umpan masuk pada sisi inlet electrolyzer berupa (H₂+H₂O) berada dalam kondisi satu fase berupa uap. Energi listrik dan energi termal yang disuplai ke dalam sel-sel electrolyzer selanjutnya akan digunakan untuk memecahkan ikatan molekul H₂O menjadi molekul H₂ dan O^2-. Selanjutnya ion-ion O^2- yang terbentuk akan bermigrasi melewati membran elektrolit untuk mencapai sisi anoda sesuai prinsip fisika electron-hole. 

Setelah mencapai sisi anoda, ion-ion O^2- akan melepaskan elektron dan membentuk molekul oksigen pada sisi anoda. Adapun molekul hidrogen terbentuk pada sisi katoda. Molekul oksigen dan hidrogen yang dihasilkan masih dalam kondisi superheat sehingga perlu melewati suatu proses pendinginan pada komponen oxygen cooler dan hydrogen steam cooler. Setelah mengalami cooling process atau proses pendinginan selanjutnya hidrogen dimurnikan dalam komponen separator. 

Se parator merupakan komponen yang selalu ada pada suatu instalasi produksi hidrogen dengan fungsi dasar sebagai pemisah antara hidrogen dengan air (fraksi air biasanya dalam campuran ini (H₂+H₂O) tergolong sangat kecil). Setelah melewati proses tersebut hidrogen dan oksigen ditampung dalam tangki penyimpanan semantara sebelum akhirnya di transformasi dalam berbagai moda untuk selanjutnya didistribusikan.

posted by M. Farhan

Read More