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. Dibawah ini disajikan data perbedaan utama antara sel volta 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
à Cu(s)
Anode :
oksidasi : Zn(s) à
Zn2+(aq) + 2e
Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut :
Zn(s) + Cu2+(aq) à Zn2+(aq)
+ Cu(s)
a. Diagram Sel
Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis,
harus ditentukan dahulu logam yang bertindak sebagai katode dan anode
Perhatikan reaksi dibawah ini :
Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut :
Zn(s), Zn2+(aq) ½½Cu2+(aq)
+ Cu(s), Eo = 1,1
volt
Latihan Soal
1. Bagaimana cara menuliskan
diagram sel untuk reaksi Fe(s) + Cu2+(aq) à
Fe2+(aq) + Cu(s),
yang berlangsung pada keadaan standar dan konsentrasi masing – masing
larutan 0,2 M.
2.
Diketahui diagram sel
seperti dibawah ini
Co(s)
½ Co2+(aq)
½½ Ni2+(aq) ½ Ni(s)
a.
Tuliskan persamaan reaksi
selnya
b.
Tentukan logam yang
bertindak sebagai katode dan sebagai anode
b. 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 à
Cu(s)
Anode : H2(g) à
2H+(aq) + 2e
Eosel = Eodi katode – Eodi
anode
Eosel = EoCu2+ l Cu – EoH2
l H+
0,34 = EoCu2+
l Cu – Eo 0
0,34 = EoCu2+
l Cu
c. Potensial Sel
Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada
persamaan dibawah ini :
Eosel = Eoyang mengalami reduksi
– Eo yang mengalami oksidasi
Ket. : reaksi berlangsung apabila Eo 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.
Adapun 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+ à
Zn2+ + Cu dapat berlangsung
Cara II :
Dengan menggunakan rumus :
Eosel = Eoreduksi
– Eooksidasi
Eosel = EoCu
– EoZn
Eosel = +0,34 – ( – 0,76 )
Eosel = +1,1 volt
Harga Eo positif berarti reaksi dapat
berlangsung
Latihan Soal
Dengan melihat daftar harga potensial elektrode
standar, tentukan potensial sel dari :
a.
Mg/Mg2+ // Zn2+/Zn
b.
Ni/Ni2+ // Cu2+/Cu
c.
Cr/Cr2+ // Ni2+/Ni
d.
Mg/Mg2+ // Ni2+/Ni
e.
Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu
d. 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
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 à H2
2.
Larutan ion golongan IA, IIA, Al3+,
dan Mn2+.
Ion – ion tersebut tidak dapat direduksi, yang direduksi pelarut airnya. 2H2O +
2e à H2 + 2OH-
3.
Lelehan (tanpa air) dari ion golongan
IA, IIA, Al3+, dan Mn2+. Ion – ion tersebut akan tereduksi,
misalnya : Na+ + e à Na
Cu2+ + 2e à Cu Cd2+ + 2e à Cd
|
4.
Basa : 4OH- à 2H2O + 4e
5.
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
à O2 + 4H+ + 4e
6.
Ion halogen akan teroksidasi menjadi
unsurnya 2X- à X2 + 2e
misalnya :
2F- à F2 + 2e
2Cl- à Cl2 + 2e
2Br- à Br2 + 2e
|
Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya :
- Penyepuhan atau pelapisan Logam ( Elektroplating )
- Pemurnian logam
- Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya pembuatan F2 dengan elektrolisis HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan MgCl2
- Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya pembuatan NaOH dari elektrolisis larutan NaCl dan KClO3 dari elektrolisis larutan KCl.
Latihan Soal
Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila
larutan dibawah ini dielektrolisis
- Larutan Natrium Sulfat
- Larutan Asam Nitrat
- 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 a 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 )
Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan
waktu selama t detik, maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I
adalah
Example :
Larutan AgSO4 pekat dielektrolisis menggunakan
elektrode Pt dengan kuat arus 15 ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak
yang mengendap, apabila diketahui Ar Ag = 108
Jawab
i = 15 A
t = 25 menit = 25 X 60 detik = 1.500 detik
Latihan Soal
- Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 mL larutan CuSO4 1 M. Berapakah waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat arus 40 A.
- 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 )
- 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.
- Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa menit waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 0,20 gram krom dalam elektrolisis krom (II) klorida ?
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 à 2FeO
2FeO + ½O2 à Fe2O3 atau 4FeO + O2 à 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 ( Eo =
-0,44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( Eo = -0,76 V ) daripada
dilapisi dengan timah ( Eo = -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 Eo-nya lebih kecil dari pada Fe
sehingga korosi elektrolitik tidak terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut :
Anode ( - ) : Zn à
Zn2+ + 2e
Katode ( + ) : 2H2O + 2e à 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
- Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan dengan logam Mg ( berupa lempeng )
- Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara dengan lempeng magnesium
- Baling – baling kapal laut
Latihan Soal
- Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi
- Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi ? Jelaskan
- Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ? Sebutkan contohnya.
No comments :
Post a Comment