Elektrokimia. Sel Volta

(1)

BINA NUSANTARA

Edisi : 1 Revisi : 2 Sept - 1999

Elektrokimia

Sel Volta

Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasil-kan arus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda secara spontan

Misalnya : sebatang logam seng tercelup dalam larutan seng sulfat dan sebatang logam tercelup dalam larutan tembaga sulfat

Logam seng mempunyai

kecenderungan untuk melarut sebagai ion seng, Zn 2+, tetapi sebaliknya ion seng dalam larutan mempunyai kecende-rungan untuk mengendap sebagai atom Zn.

▸ Baca selengkapnya: aki merupakan sel elektrokimia yang digunakan sebagai sumber arus. elektroda pada sel aki berupa…

(2)

BINA NUSANTARA

Kecenderungan Zn untuk melarut > daripada kecenderungan Zn2+ untuk mengendap. (kesetimbangan kanan)

Kecenderungan Cu2+ untuk

mengendap sebagai Cu > daripada kecenderungan Cu untuk melarut

Cu Cu2+_{+ 2e ... 2)}

Kedudukan kesetimbangan agak ke kiri + + + + + + + + +++++++ -Zn -+ -+ + + + + + + Cu

(3)

BINA NUSANTARA

Jika kedua elektroda itu digabungkan menjadi sel volta (gambar di bawah ini)

Jembatan garam + Cu e -Zn Zn2+ SO₄ 2-Cu2+ SO₄ 2 -

(4)

-BINA NUSANTARA

Kelebihan elektron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan elektron, maka Zn akan terus melarut menghasilkan elektron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai Cu.

Elektroda Zn terdapat kelebihan elektron, jadi polaritas elektroda ini adalah (-); Elektroda ini disebut Anoda, karena di sini terjadi setengah reaksi Oksidasi

Zn Zn2+ + 2e

Polaritas elektroda Cu yang kekurangan elektron adalah (+); Elektroda ini disebut Katoda, karena disini terjadi setengah-reaksi Reduksi.

(5)

BINA NUSANTARA

Jumlah dari kedua setengah reaksi ini reaksi sel ;

Cu2+ + 2e Cu

Zn Zn2+_{+ 2e}

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu ... (3)

Arus listrik yang dihasilkan pada sel di atas adalah karena reaksi (3) di atas. Jembatan garam yang digunakan pada pem-buatan sel di atas adalah sebuah pipa berbentuk U yang berisi elektrolit (biasanya KCl atau KNO3)

dan agar-agar padat

Alat ini biasanya digunakan untuk membuat kontak listrik antara dua larutan elektrolit dalam sel volta

(6)

BINA NUSANTARA

Lebih sederhana ialah dengan menggunakan secarik kertas saring yang sebelumnya dicelupkan ke dalam larutan pekat KCl.

A.

Cara penulisan sel Volta

Menurut perjanjian sel ini ditulis sebagai berikut :

Zn | Zn2+_{|| Cu}2+_{| Cu ... (4)}

Elektroda negatif (anoda) ditulis di sebelah kiri

Elektroda positif (katoda) ditulis di sebelah kanan.

(7)

BINA NUSANTARA

Tanda | menyatakan perbatasan antara dua fasa yang berbeda Tanda || khusus digunakan untuk

menunjukkan penggunaan “jembatan garam” dalam mengadakan hubungan listrik antara dua larutan elektrolit.

Jika hubungan ini dibuat melalui suatu dinding berpori maka perbatasan antara kedua larutan itu tidak dinyatakan dengan tanda || melainkan dengan memakai tanda I

B. Cara menurunkan reaksi sel

Tiap reaksi sel merupakan reaksi redoks, maka Reaksi sel = jumlah setengah reaksi oksidasi dan reduksi.

(8)

BINA NUSANTARA

Reaksi sel = Reaksi pada anoda +

Reaksi pada katoda

………(5) Untuk sel (4)

Oksidasi (pada Anoda) : _Zn _Zn2+_{+ 2e}

Reduksi (Pada Katoda) : Cu2+ + 2e Cu

(9)

BINA NUSANTARA

C. Hubungan antara potensial sel

dan potensial elektroda

E_sel = E_katoda - E_anoda ...(6a)

Bila zat-zat dalam larutan berada dalam Keadaan standard yaitu pada konsentrasi 1 molar, maka

E_selo_{= E}o katoda - E o anoda ...(6a) = E o + - E o +

Jika seandainya sel (4) ditulis sebagai Cu | Cu2+ || Zn2+ | Zn ... (7)

Reaksi sel yang diturunkan menurut persamaan (5)

(10)

BINA NUSANTARA

Oksidasi : Cu

Reduksi : Zn2+ + 2e

Cu2+_{+ 2e}

Zn

Reaksi sel : Cu + Zn 2+ Cu2+ + Zn ... (8)

Reaksi ini tidak spontan, artinya tidak terjadi dengan sendiri, dan potensial dari sel yang ditunjukkan oleh persamaan (7) adalah negatif.

Reaksi (8) hanya dapat terjadi jika dialirkan arus listrik dari luar, sehingga sel berfungsi sebagai sel elektrolisis.

D. Elektroda Pembanding

Beda potensial dapat diukur dengan perbedaan antara dua buah elektroda (potensial sel)

Untuk dapat memberikan harga tertentu pada potensial elektroda,

(11)

BINA NUSANTARA

maka didefinisikan elektroda hidrogen

standar sebagai elektroda

pembanding, potensial diberi harga 0 volt

Elektroda hidrogen standar terdiri atas logam platina berlapis hitam platina, tercelup dalam la-rutan yang mengandung ion H+ pada konsentrasi 1,0 M & dialiri gas hidrogen pada tekanan 1 atm

(12)

BINA NUSANTARA

Pt

H₂ ( 1 atm )

Pt berlapis hitam platina Larutan HCl 1 M

Gambar 3 Elektroda hidrogen standar Pt | H2 (1 atm) | H+ (1 M)

Potensial setiap elektroda dapat

ditentukan de-ngan cara

menggabungkannya dengan elektroda hidrogen standar dan potensial dari

(13)

BINA NUSANTARA

sel yang diperoleh diukur berdasarkan persamaan (6) potensial elektroda itu kemudian dihitung. Contoh :   V 0,34 = E 0 -E 34 , 0 E E = ) (25 V 0,34 = E Cu, | M) (1 Cu | M) (1 H || atm) (1 H | V 0,76 -= E E -0 76 , 0 E -E = ) (25 V 0,76 = E Pt, | atm) (1 H | M) (1 H || M 1 Zn | | | | + 2 + 2 | | | 2 + + 2 2 2 2 2 2 2 2 2 Cu Cu Cu Cu H Cu Cu Zn Zn Zn Zn Zn Zn H E C Pt E C Zn                        

Uraian di atas dapat disimpulkan :

Potensial dari setiap elektroda x ialah potensial dari sel yang dibentuk dari elektroda ini dan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda x ditulis di sebelah kanan.

(14)

BINA NUSANTARA

Elektroda H2 standar || Elektroda x

………….. (9) E = E - E E = E - 0 E = E sel x sel x x sel  H₂ 

Karena elektroda x ditulis di sebelah kanan (kato-da) maka potensial elektroda, menurut definisi di atas adalah untuk reaksi reduksi

(15)

BINA NUSANTARA

Elektroda Pembanding Kalomel

Elektroda hidrogen standar tidak mudah dibuat, sehingga kurang praktis  maka digunakan elektroda

kalomel sebagai elektroda

pembanding.

Potensial dari elektroda ini sebagai berikut :

Hg | Hg2Cl2 (s) | KCl (aq)

Bergantung pada konsentrasi larutan KCl yang digunakan.

(16)

BINA NUSANTARA

Elektroda Kalomel 0,1 M Hg | Hg2Cl2 (s) | KCl (0,1 M) E = 0,3338 - 7,5 x 10-5 (t - 25) ……….. (10a) Elektroda Kalomel 1,0 M Hg | Hg2Cl2 (s) | KCl (1,0 M) E = 0,2800 - 2,4 x 10-4 (t - 25) ……….. (10b)

Elektroda Kalomel jenuh

Hg | Hg2Cl2 (s) | KCl (jenuh)

E = 0,2415 - 7,6 x 10-4 (t - 25) ……….. (10c)

(17)

BINA NUSANTARA

Dua bentuk konstruksi elektroda kalomel seperti gambar di bawah ini

Hg Hg + Hg₂Cl₂ KCl Kapas Hg Hg + Hg₂Cl₂ KCl Kapas

(18)

BINA NUSANTARA

Cara Pengukuran Potensial Sel

Kedua elektroda dalam sel volta  diukur pada arus nol (rangkaian terbuka)  daya gerak listrik sel.

Voltmeter Potensiometer

Berdasar metode kompensasi Poggendorff

Memberikan harga lebih kecil dari pada daya gerak listrik sel

(19)

BINA NUSANTARA

Ketergantungan Potensial pada

konsentrasi

Persamaan Nernst -  G = n F E atau

 G = - n F E …………. (11)

E dalam volt

F = tetapan Faraday dalam Coulomb = 96500 coulomb G = Energi dalam satuan Joule

(20)

BINA NUSANTARA

Energi bebas :

   

 G = G RT ln C D A B ... (12)  _ c d a b

 Go = perubahan energi bebas standar

R = tetapan gas = 8,31 JK-1 mol-1

[A], [B], …. = konsentrasi zat A, B, …. Substitusikan persamaan (11) ke dalam persamaan (12) memberikan

   

- n F E = - n F E + RT ln C D A B E = E - RT nF ln C D A B ... (13)   c d a b c d a b atau

(21)

BINA NUSANTARA

Persamaan ini menyatakan

kebergantungan potensial E pada konsentrasi, dikenal sebagai persamaan NERNST. Harga n dalam persamaan tersebut adalah = jumlah elektron yang dipertukarkan.

Soal 1

Hitung potensial dari elektroda Zn | Zn2+ (0,1 molar) dan dari elektroda Cu | Cu2+ (0,01 molar) pada 25 C

Soal 2

Hitung potensial dair sel Zn | Zn2+ (0,1 m) || Cu2+ (0,01 m) | Cu pada 25 C

Potensial standar, Eo ada

hubungannya dengan tetapan

(22)

BINA NUSANTARA

Jika suatu reaksi mencapai kesetimbangan pada suhu dan tekanan tertentu, maka  G = 0 dan persamaan (12) ditulis sebagai

   

0 = G RT ln C D A B G = - RT ln C D A B                      c d a b c d a b atau,  G = - RT ln K ... (14) K = tetapan kesetimbangan 

Bagi zat-zat dalam larutan dalam keadaan standar  G =  Go dan E = Eo sehingga persamaan (11) mengambil bentuk

(23)

BINA NUSANTARA

Jika persamaan ini kemudian disubstitusikan ke dalam persamaan (14) didapat

 E = RT

nF ln K ... (16) K = tetapan kesetimbangan



Berbagai Jenis Elektroda

Tiap sel Volta terdiri atas dua buah elektroda atau setengah - sel.

Beberapa jenis elektroda yang penting A. Elektroda logam - ion logam

Elektroda jenis ini terdiri atas sebuah logam aktif yang tercelup dalam larutan yang mengandung ionnya sendiri. Potensialnya bergantung pada konsentrasi ion ini.

(24)

BINA NUSANTARA

B. Elektroda Gas

Yang paling penting dari elektroda jenis ini elektroda hidrogen : Pt | H2

| H+

Dapat digunakan untuk

menentukan pH larutan, karena potensi

C. Elektroda logam - garam tak larut Elektroda jenis ini terdiri atas logam berlapis. Salah satu garamnya yang sukar larut dan tercelup dalam larutan yang mengandung anion garam tersebut.

D. Elektroda membran

Salah satu elektroda membran penting adalah elektroda gelas yang banyak dipakai dalam pengukuran pH larutan.

(25)

BINA NUSANTARA

Jenis-jenis sel Volta

Bergantung pada kombinasi kedua elektrodanya dapat dibedakan dua jenis sel Volta

A. Sel kimia

B. Sel konsentrasi

Sel kimia, dibentuk dari dua elektroda yang berbeda jenisnya; Sel ini disebut sel kimia oleh karena reaksi selnya adalah reaksi kimia

A. Sel kimia dengan dua larutan elektrolit

B. Sel kimia dengan satu larutan elektrolit

Sel konsentrasi digunakan dua elektroda yang sama, tetapi dengan

(26)

BINA NUSANTARA

konsentrasi larutan elektrolitnya yang berbeda

A. Sel konsentrasi dengan satu larutan elektrolit

B. Sel konsentrasi dengan dua larutan elektrolit

Sel Volta sebagai sumber energi A. Sel primer

B. Sel sekunder

(27)

BINA NUSANTARA

Elektrolisis

1. Reaksi-reaksi pada elektroda

Sel elektrolisis arus listrik bagi suatu sumber dari luar sel dialirkan ke dalam larutan di dalam sel.

Ion-ion positif (kation)  ke arah elektroda negatif (katoda)

Ion-ion negatif (anion)  ke arah elektroda positif (anoda)

Kedua elektroda terjadi reaksi kimia akibat dari pada proses perpindahan elektron

(28)

BINA NUSANTARA

Peristiwa reduksi : Proses terjadinya absorpsi elektron oleh ion positif atau oleh air

Peristiwa oksidasi : Proses terjadinya pelepasan elektron

Reaksi Redoks (Reduksi - Oksidasi) bergantung pada berbagai faktor :

 Keadaan dan jenis elektrolit dalam sel

 Jenis elektroda yang digunakan

 Beda potensial listrik antara kedua elektroda

(29)

BINA NUSANTARA

2. Elektrolisis leburan elektrolit

Elektrolisis ini penting dalam pembuatan logam-logam aktif, seperti Na, Mg dan Al

Pada elektrolisis MgCl2, terjadi

reaksi-reaksi sebagai berikut :

Oksidasi : Reduksi : Reaksi Sel : 2Cl- Cl₂ + 2e Mg2+ + 2e Mg MgCl₂ Mg + Cl₂

Pada pembuatan logam Al, digunakan larutan Al2O3, dalam Na3AlF6 (Kriolit)

Elektrolisis dilakukan pada 850 oC Grafit sebagai kedua elektroda

(30)

BINA NUSANTARA

Reaksi-reaksi yang terjadi

Oksidasi : Reduksi : Reaksi Sel :

6O2- 3O₂ + 12e 4Al3+ + 12e 4Al

2Al₂O₃ 4Al + 3O₂

3. Elektrolisis larutan elektrolit

Keadaan di sini lebih rumit, oleh karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksi-dasi (pada anoda) atau direduksi (pada katoda)

Jadi pada masing-masing elektroda terdapat beberapa kemungkinan reaksi

(31)

BINA NUSANTARA

a. Elektrolisis HCl : oksidasi : 2Cl- _Cl

2 + 2e

(elektroda lamban) : reduksi : 2H+ + 2e  H2

b. Elektrolisis HCl : oksidasi : 2Cl- _Cl

2 + 2e

(elektroda lamban) : reduksi: 2H2O + 2e H2 +

2OH

-c. Elektrolisis NaCl : oksidasi : 2Cl-  Cl2 + 2e

(anoda, grafit, : reduksi : Na+ + e  Na katoda merkuri)

d. Elektrolisis K2SO4 : oksidasi : 2H2O  4H+ +

O2 + 4e

(elektroda lamban) : reduksi : 2H2O + 2e 

H2 + 2OH

-e. Elektrolisis AgNO3 : oksidasi : 2H2O  4H+ +

O2 + 4e

(elektroda lamban) : reduksi : Ag+ + e  Ag f. Elektrolisis AgNO3 : oksidasi : Ag  Ag+ + e

(anoda perak, reduksi : Ag+ + e  Ag katoda perak)

(32)

BINA NUSANTARA

Dari contoh-contoh tersebut bahwa tidak selalu terjadi reduksi atau oksidasi dari ion-ion dalam larutan, terutama kation logam-logam aktif (Na+, K+, Mg2+) dan anion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3-,

PO43-). Hal ini disebabkan karena

reduksi atau oksidasi dari zat-zat ini disertai dengan energi aktivasi yang tinggi sehingga reaksi-reaksi relatif lebih sulit terjadi.

(33)

BINA NUSANTARA

4. Banyaknya reaksi yang terjadi

Menurut Faraday, massa zat yang dihasilkan atau yang bereaksi dalam elektrolisis.

 Berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang lewat dalam larutan

 Berbanding lurus dengan berat atom atau berat molekul zat terlarut

 Berbanding terbalik dengan jumlah elektron per mol yang diperlukan untuk menimbulkan perubahan bilangan oksidasi yang terjadi.

Jumlah muatan listrik yang lewat

Q = I t Coulomb I = kuat arus dalam Ampere

(34)

BINA NUSANTARA

Jika A menyatakan berat atom atau berat molekul dan n ialah jumlah mol elektron yang diperlukan per mol zat yang bereaksi atau dihasilkan, maka

W W  A I t n = A I t n F ... (17)

W = massa zat yang bereaksi/dihasilkan (gram)

1

= tetapan perbandingan F

Harga F dapat ditentukan Ag+ + e  Ag

Ditemukan bahwa muatan listrik 1 Coulomb (1 Ampere yang mengalir selama 1 detik)

(35)

BINA NUSANTARA

Pada contoh ini :

A = 107,868 ; I = 1 ampere ; t = 1 detik n = 1 ; W = 1,11800 x 10-3_g

Menurut persamaan di atas

      111800 1 1 1 , x 10 = 107,868 F = 96483 Coulomb F = 96500 Coulomb F = tetapan Faraday -3 F 5.

Penggunaan Elektrolisis

Elektrolisis adalah proses yang penting sekali dalam industri, terutama di negara-negara yang dapat menyediakan tenaga listrik dengan murah.

(36)

BINA NUSANTARA

Proses ini digunakan, misalnya dalam pembuatan logam-logam natrium,

magnesium atau alumi-nium,

pembuatan hidrogen peroksida, Kalium kromat, gas hidrogen dan klor, dan sejumlah besar zat-zat lainnya.

Gas hidrogen yang dibuat dengan proses elektrolisis sangat murni dan oleh karenanya sangat baik untuk digunakan dalam proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin. Proses elektrolisis juga banyak dipakai dalam “electroplating” dimana permukaan suatu logam dilapisi dengan logam lain yang lebih mulia; misalnya besi dapat dilapisi dengan nekel, tembaga dan krom. Proses pelapisan ini dikerjakan untuk

(37)

BINA NUSANTARA

melindungi logam terhadap korosi atau dengan tujuan dekoratif.

Aplikasi penting lainnya adalah dalam pemurnian logam-logam tertentu, misalnya pemurnian tembaga untuk dipakai sebagai kabel penghantar arus listrik.

(38)

BINA NUSANTARA

Peristiwa korosi dan cara

pencegahannya

1. Korosi sebagai peristiwa

elektrokimia

Pada dasarnya proses korosi adalah proses per-pindahan elektron, jadi merupakan proses redoks.

Korosi secara elektrokimia terjadi jika pada sistem korosi terdapat bagian-bagian yang dapat berperan sebagai anoda maupun sebagai katoda dalam

lingkungan yang mengandung

(39)

BINA NUSANTARA

- + Cu Zn e Zn2+ Cu2+ Cu2+ + 2e Zn Zn2+ +2e Cu

(40)

BINA NUSANTARA

2. Korosi yang disertai absorpsi

oksigen

Tiap proses korosi terdiri atas dua proses yaitu

 Oksidasi pada pusat anoda

 Reduksi pada pusat katoda

Kedua proses ini terjadi bersamaan Oksidasi merupakan pelarutan logam Dalam lingkungan netral atau basa terdapat kemungkinan reduksi dari air, 2 H2O + 2e  H2 + 2OH-

Reaksi ini tidak terjadi dalam jumlah yang berarti oleh karena pada umumnya pembentukan gas hidrogen pada permukaan logam tidak berlang-sung dengan mudah.

(41)

BINA NUSANTARA

Jika dalam larutan terdapat oksigen, maka reaksi reduksi

2 H2O + O2 + 4e  4OH-

akan terjadi jauh lebih mudah.

3. Korosi karena reaksi

diferensial

Sekalipun tidak terdapat pusat-pusat katoda pada permukaan besi berupa logam yang relatif lebih mulia, namun korosi dapat berlangsung jika kon-sentrasi oksigen pada bagian-bagian permukaan tidak sama

Sebatang logam besi yang dicelupkan vertikal ke dalam air mengalami korosi pada ujung yang tercelup.

(42)

BINA NUSANTARA

Berdasarkan persamaan Nernst, potensial dari suatu elektroda di mana terjadi reaksi

2 H2O + O2 + 4e  4OH-

Bergantung pada tekanan gas oksigen

 

E PO = E - RT 4F ln OH = E - RT 4F ln OH + RT 4F ln PO -2   4 2

(43)

BINA NUSANTARA

Udara Air Pusat Katoda 2H₂O + O₂ + 4e 4OH -Pusat Anoda Fe Fe2+ + 2e a Korosi mulai di sebelah bawah

{

4. Cara-cara pencegahan korosi

Mencegah kontak antara logam dan lingkungan yang dapat menyebabkan korosi dapat dilakukan dengan mengecat permukaan logam

Lapisan cat harus menutupi permukaan logam dengan sempurna, tidak berpori dan tidak mudah rusak.

(44)

BINA NUSANTARA

Cara lain, melapisi permukaan logam dengan logam lain

Contoh : Besi dilapisi dengan Seng, Timah atau Krom

Pelapisan dengan Krom tujuannya dekoratif

Pelapisan dengan seng dikenal sebagai proses Galvanisasi, lebih efektif daripada pelapisan dengan timah.

Metode lain dalam pencegahan korosi ialah

 Dengan cara mencegah terjadinya reaksi pada pusat anoda atau

 Pada pusat katoda dengan menggunakan inhibitor

(45)

BINA NUSANTARA

Inhibitor Anodik : Zat pengoksidasi seperti nitrit, nitrat, kromat atau dikromat. Inhibitor Katodik : Mempengaruhi

reaksi pada katoda

Proteksi Katodik : Cara lain dalam pencegahan korosi.

Cara ini banyak

digunakan untuk

melindungi pipa-pipa besi dalam tanah. Pipa yang dilindungi itu dihubungkan dengan logam yang lebih aktif dari besi.

(46)

BINA NUSANTARA

Contoh : Korosi besi dalam lingkungan netral yang mengandung oksigen

Permukaan besi selalu mengandung zat-zat asing dalam bentuk atom logam yang relatif lebih mulia, misalnya tembaga, yang dapat berperan sebagai pusat-pusat katoda dalam proses korosi.

Proses korosi diawali dengan pelarutan besi menjadi ion besi (Fe2+). Elektron-elektron yang dilepaskan tertarik pada pusat-pusat katoda (Cu) dan di sini terjadi reduksi yang melibatkan air dan oksigen terlarut.

(47)

BINA NUSANTARA

Ion OH- yang dihasilkan berdifusi ke dalam larutan dan bereaksi dengan ion Fe2+ membentuk Fe(OH)2 yang

kemudian mengendap pada

permukaan besi.

Endapan ini berwarna hijau muda dapat teroksidasi lebih lanjut (jika persediaan oksigen cukup) menjadi besi oksidasi terhidrasi yang dikenal sebgai karatan besi dengan warnanya yang khas yaitu merah coklat.

A. Fe  Fe2+ + 2e

B. Fe2+_{+ 2OH}-_Fe(OH)

2 (endapan hijau)

C. 4Fe(OH)2 + O2  2H2O + 2Fe2O3.H2O