PELAJARI TENTANG ELEKTROKIMIA

ELEKTROKIMIA

Listrik (Kelistrikan) dan Perubahan Kimia

Reaksi reduksi – oksidasi terjadi pada beberapa sistem kimia. Misalnya pada pengkaratan besi, pemutihan pada zat warna dan reaksi foto-

sintesis. Semua reaksi spontan yang menye- babkan elektron mengalir pada sebuah kawat, reaksi redoks terjadi, proses tersebut disebut Perubahan Elektrokimia. Ilmu yang

mempelajarinya disebut Elektrokimia.

1

Sel Elektrokimia

Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik.

Sel Elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu anode dan katode serta larutan elektrolit.

Berdasarkan prinsip kerjanya, sel elektrokimia dibedakan menjadi dua yaitu sel Volta ( sel Galvani ) dan sel elektrolisis

Perbedaan Sel Volta Sel Elektrolisis

Perubahan Elektrode Proses

Energi kimia berubah menjadi energi listrik

Katode : elektrode positif Anode : elektrode negatif Katode : terjadi reduksi Anode : terjadi oksidasi

Energi listrik berubah menjadi energi kimia

Katode : elektrode negatif Anode : elektrode positif Katode : terjadi reduksi Anode : terjadi oksidasi

Sel Volta

Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Penemu sel ini seorang ahli kimia berkebangsaan

Italia adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745 – 1827 ) dan Lugini Galvani ( 1737 – 1798 )

Reaksi yg terjadi :

Katode : Reduksi : Cu²⁺_(aq) + 2e →Cu_(s) Anode : oksidasi : Zn_(s) →Zn²⁺_(aq) + 2e Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Notasi Sel

) ) (

( )

) (

(s

| Cu

aq

|| Ag

aq

| Ag

s

Cu

^{2+ +}

Anoda elektroda

Elektrolit Anoda

Elektrolit Katoda

Elektroda Katoda

Anoda Jembatan garam Katoda

15

Volt = electro motive force (emf) = ggl = gaya gerak listrik 1V = 1 J/C

Potensial sel (E_sel) pada suhu 25C, 1 atm, 1,00 M Disebut Potensial Standar Sel (Esel)

Potensial Reduksi pada suhu 25C, 1 atm → Potensial Standar Reduksi

 

 



− 

 

 



= 

oksidasi Zat

reduksi Stand.

Pot.

reduksi Zat

reduksi Stand.

Pot.

osel

E

16

Potensial Sel dan Potensial Reduksi

0,76V Zn

E

Zn E

0,0V 0,76V

Zn E

H E sel

E

Zn H

Zn 2H

2e Zn

Zn

H 2e

2H

2 0

2 0

2 0

0 0

2 (ag) 2(g)

(ag) (5)

2 (ag) (5)

(ag) 2(g)

−

=

−

=

−

=

+

→ +

+

→

→ +

+

− + +

+ +

+

−

+ Katoda

Anoda

18

Diagram Sel

Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis,

harus ditentukan dahulu logam yang bertindak sebagai katode dan anode

Perhatikan reaksi dibawah ini : Oksidasi pada anode

Zn

_(s)

+ Cu

²⁺_(aq)

→ Zn

²⁺_(aq)

+ Cu

_(s)

Reduksi pada katode

Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut :

Zn_(s), Zn²⁺_(aq) Cu²⁺_(aq) + Cu_(s), E^o = 1,1 volt

Potensial Elektode Standar

Potensial elektrode adalah perbedaan potensial diantara kedua sel tersebut.

Oleh karena harga potensial elektrode tidak dapat diukur, maka harus digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau

standar.

Elektrode pembanding yang biasanya digunakan adalah

elektrode hidrogen karena dianggap memiliki harga potensial elektrode sama dengan nol.

Example :

Suatu sel Volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode hidrogen standar. Voltmeter menunjuk angka 0,34 volt. Berapakah harga potensial elektrode Cu ?

Jawab :

Katode : Cu²⁺_(aq) + 2e → Cu_(s) Anode : H_2(g) → 2H⁺_(aq) + 2e

E^o_sel = E^o_{di katode} – E^o_{di anode} E^o_sel = E^o_{Cu2+ l Cu} – E^o_{H2 l H+}

0,34 = E^o_{Cu2+ l Cu} – E^o 0 0,34 = E^o_{Cu2+ l Cu}

Potensial Sel

Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada persamaan dibawah ini :

E^osel = E^oyang mengalami reduksi – E^o yang mengalami oksidasi

Ket. : reaksi berlangsung apabila E

^o

sel mempunyai

harga positif

Selain itu kita bisa juga menggunakan deret tegangan logam yang lebih dikenal dengan “deret Volta logam”. Dimana fungsi dari deret logam volta adalah untuk mengetahui apakah reaksi tersebut bisa berlangsung spontan atau tidak, jadi unsur yang berada di kiri mampu mereduksi unsur yang berada disebelah kanannya.

Deret volta seperti dibawah ini :

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Zn – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt - Au

Example :

1. Apakah reaksi : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu dapat berlangsung

Jawab :

Oksidasi

Zn + Cu

²⁺

→ Zn

²⁺

+ Cu

reduksi

Cara I :

Reaksi kita bagi atas 2 buah setengah reaksi, yaitu :

Oksidasi : Zn → Zn

²⁺

+ 2e ; E

^o

= +0,76 volt Reduksi : Cu

²⁺

+ 2e → Cu ; E

^o

= +0,34 volt Jumlah : Zn + Cu

²⁺

→ Zn

²⁺

+ Cu ; E

^o_sel

= +1,1 volt Harga E

^o

positif, berarti reaksi dapat berlangsung

Cara II :

Dengan menggunakan rumus : E

^o_sel

= E

^o_reduksi

– E

^o_oksidasi

E

^o_sel

= E

^o_Cu

– E

^o_Zn

E

^o_sel

= +0,34 – ( – 0,76 ) E

^o_sel

= +1,1 volt

Harga E

^o

positif berarti reaksi dapat berlangsung

Latihan Soal

Dengan melihat daftar harga potensial elektrode standar, tentukan potensial sel dari :

a. Mg/Mg

²⁺

// Zn

²⁺

/Zn

b. Ni/Ni

²⁺

// Cu

²⁺

/Cu

c. Cr/Cr

²⁺

// Ni

²⁺

/Ni

d. Mg/Mg

²⁺

// Ni

²⁺

/Ni

e. Zn/Zn

²⁺

// Cu

²⁺

/Cu

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel

Q log

nF RT 2,303 -

sel sel E

^o

E =

Pada suhu 25^oC

   

   

^{a b}

d c

o

B . A

D . Q C

dD cC

bB aA

Q log

nF RT 2,303 -

sel sel

=

+

→ +

= E

E

Menentukan Konsentrasi dari Percobaan Potensial Sel

Seorang ingin mengukur konsentrasi Cu²⁺ dari sampel air.

Dia memasukan elektroda perak ke dalam larutan AgNO₃

IM. Kemudian di wadah yang lain dia masukan elektroda Cu ke dalam sampel.

E⁰sel = 0,62 V, dengan menggunakan jembatan garam Berapa konstrasi Cu²⁺ dari sampel ?

Contoh

Diketahui : E⁰ Ag⁺ = 0,80 V E⁰ Cu²⁺ = 0,34 V

E⁰ sel = E⁰ Ag⁺ - E⁰Cu²⁺

= 0,8 – 0,34 = 0,46 V Reaksi

Cu_(s) + 2 Ag⁺ _(ag) Cu²⁺ _(ag) + 2Ag_(s)

   

   

   

   

M 4x10

] [Cu 1,00M

]

[Ag

^{+ 2+ −6}

− +

+ +

+

+ + +

+

=

→

=

=

−

=

−

=

−

=

6 2

2

2 2

2 2

2 2 0

4x10 Ag

Cu

5,4 Ag

log Cu

Ag log Cu

2 0,0592 0,46

0,62

Ag log Cu

n 0,0592 sel

E Esel

Jawab

27

Macam – macam Sel Volta

Sel Volt dibagi menjadi 2, yaitu :

1. Sel Volta Primer : sel yang tidak bisa diisi kembali a. Sel kering seng karbon atau baterai

b. Baterai alkaline c. Baterai merkuri

d. Baterai perak oksida

2. Sel Volta Sekunder : sel yang bisa diisi kembali a. Aki timbal

b. Sel nikel - kadmium

c. Sel bahan bakar

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

➢Dikenal sebagai 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 + SO₄^2-+ 4H⁺+ 2e  PbSO₄ + 2H₂O

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

Reaksi Pengisian aki :

2PbSO₄ + 2H₂O  Pb + 2SO₄ ^2- + PbO₂ + 4H⁺

ACCU

Terus

2

Sel Elektrolisis

Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Biasanya senyawa yang dielektrolisis berupa senyawa yang bersifat elektrolit. Sel elektrolisis banyak

digunakan dalam pelapisan logam

Reaksi yang terjadi pada elektrode – elektrode Sel Elektrolisis

Katode : Elektrode Positif (Terjadi reaksi reduksi) Anoda : Elektrode Negatif (Terjadi reaksi oksidasi) 1. Asam :

2H⁺ + 2e → H₂

2. Larutan ion golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺. Ion – ion tersebut tidak dapat direduksi, yang

direduksi pelarut airnya.

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

3. Lelehan (tanpa air) dari ion golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺. Ion – ion tersebut akan

tereduksi, misalnya : Na⁺ + e →Na Cu²⁺ + 2e →Cu Cd²⁺ + 2e →Cd

1. Basa : 4OH- →2H2O + 4e

2. Larutan sisa asam oksi, yaitu sisa asam yang mengandung oksigen seperti SO42-, NO3-, dan PO43-. Sisa asam oksi tersebut tidak dapat dioksidasi. Sebagai penggantinya yang akan

dioksidsi adalah pelarut airnya.

2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e

3. Ion halogen akan teroksidasi menjadi unsurnya 2X^- →X₂ + 2e

misalnya : 2F^- → F₂ + 2e 2Cl^- → Cl₂+ 2e 2Br^- →Br₂ + 2e

Latihan Soal

Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila larutan dibawah ini dielektrolisis

dengan elektroda inert

1.Larutan Natrium Sulfat 2.Larutan Asam Nitrat

3.Larutan Kadmium Sulfat

Hukum Faraday

Dalam sel elektrolisis juga dapat ditentukan

banyaknya logam yang akan direduksi di katode.

Penghitungan tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan hukum Faraday. Faraday

mengatakan “bahwa jumlah perubahan kimia

yang dihasilkan dalam suatu proses elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan”.

Sehingga perumusan tersebut dapat ditulis sebagai berikut :

W  F atau W = e . F

Keterangan : 1 F ( Faraday ) = 1 mol elektron = 96.500 coulomb ( C )

1 coulomb = 1 Ampere ( A ) x 1 detik ( det )

(total) Valensi

Mr valensi

e = Ar =

Hukum Faraday II

e2 e1 W2

W1 =

Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan waktu selama t detik, maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I adalah

gram F

. e 96.500 gram

t . i .

W = e =

Example :

Larutan AgSO

₄

pekat dielektrolisis menggunakan

elektrode Pt dengan kuat arus 15 ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak yang mengendap,

apabila diketahui Ar Ag = 108 Jawab

1 108 108 valensi

Ag Ar

e = = =

i = 15 A

t = 25 menit = 25 X 60 detik = 1.500 detik

gram 25,18

96500

1.500 X

15 X 108 96.500

t . i . W e

=

=

=

Latihan Soal

1. Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 mL larutan CuSO₄ 1 M.

Berapakah waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat arus 40 A.

2. Pada elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2,24 L gas hidrogen ( STP ). Jika jumlah muatan yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat. Hitung berapa gram perak yang mengendap di katode. ( Ar Ag = 108 )

3. Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng, ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0,4 Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion

tersebut. Hitunglah massa perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap.

Lanjutan soal

1. Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng, ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0,4 Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion tersebut. Hitunglah massa perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap.

2. Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa

menit waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 0,20 gram krom dalam elektrolisis krom (II) klorida ?

Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya :

1. Penyepuhan atau pelapisan Logam (Elektroplating) 2. Pemurnian logam

3. Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya

pembuatan F

₂

dengan elektrolisis HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan MgCl

₂

4. Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya

pembuatan NaOH dari elektrolisis larutan NaCl dan

KClO

₃

dari elektrolisis larutan KCl.

Korosi

Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan – lahan dan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia.

Reaksi yang terjadi pada proses korosi : 2Fe + O₂ → 2FeO

2FeO + ½O₂ → Fe₂O₃ atau 4FeO + O₂ → 2Fe₂O₃

Korosi ini terjadi karena senyawa feri oksida sangat mudah membentuk kompleks dengan air sehingga terbentuk

Fe₂O₃.H₂O, dan senyawa tersebut dikenal dengan istilah karat besi.

Beberapa faktor yang menyebabkan korosi, yaitu : 1. Air

2. Udara 3. Gas CO₂ 4. Gas SO₂

Pencegahan Korosi :

1. Perlindungan Mekanis

Perlindungan mekanis dilakukan supaya permukaan logam tidak berhubungan dengan oksigen dan air di udara. Misalnya dicat, diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain

a. Besi yang dilapisi Seng

Besi ( E^o = -0,44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( E^o = - 0,76 V ) daripada dilapisi dengan timah ( E^o = -0,14 V ).

Karena apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO₂ di udara dan partikel – partikel lain akan terjadi sel volta mini. Dimana Zn menjadi anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi lebih dahulu karena E^o-nya lebih kecil dari pada Fe sehingga korosi elektrolitik tidak

terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut : Anode ( - ) : Zn → Zn²⁺ + 2e

Katode ( + ) : 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

2. Perlindungan Elektrokimia

Perlindungan elektrokimia bertujuan mencegah terjadinya korosi elektrolitik ( reaksi

elektrokimia yang mengoksidasi logam ).

Perlindungan elektrokimia ini disebut juga

perlindungan katode ( proteksi katodik ) atau pengorbanan anode ( anodaising )

Contoh – contoh proteksi katodik

a. Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan dengan logam Mg ( berupa lempeng )

b. Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara dengan lempeng magnesium

c. Baling – baling kapal laut

Latihan Soal

1. Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi 2. Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi

mudah mengalami korosi ? Jelaskan

3. Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ?

Sebutkan contohnya.