KONSEP ELEKTROKIMIA
•
Dalam arti yang
sempit elektrokimia adalah ilmu
pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang terjadi di dalam sel elektrokimia.
Sel jenis ini
merupakan sistem yang terdiri
atas 2 buah elektrode dan larutan
elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks) ,
dengan catatan : proses pelepasan elektron
(oksidasi) terjadi pada anoda dan
proses penarikan elektron (reduksi)
terjadi pada katoda.
Pada elektrokimia kedua setengah sel (oksidasi dan
reduksi) terjadi secara terpisah pada
elektroda-elektroda.
Ada 2 macam sel elektrokimia :
Sel Volta/sel elektrokimia : reaksi redoks yang terjadi
secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik)
Sel Elektrolisis :
Arus listrik yang dialirkan kedalamnya
menimbulkan reaksi redoks /kimia
Elektrolisis
Pada sel elektolisis
arus listrik dari sumber diluar sel
dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation)
bermigrasi ke elektroda negatip dan
ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip
Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan
sebagai larutan.
Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ; pengendapan
logam pada katoda , maka potensial elektron dan
atau konsentrasi ion dalam
larutan perlu diperhatikan.
Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/
lamban. Contoh elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi
dan sering ambil bagian dalam proses
anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit dan platina) praktis tidak
bereaksi kecuali pada proses-proses
tertentu.
Elektrolisis
leburan elektrolit :
elektrolisis ini penting dalam pembuatan
logam-logam aktif seperti natrium, magnesium dan alumunium.
Elektrolisis
MgCl2 cair
Anoda (oksidasi) : 2 Cl-
------ Cl2 +
2e
Katoda (reduksi) : Mg 2+ + 2
e ----- Mg
Reaksi sel : MgCl2 ----- Mg
+ Cl2
Elektrolisis
larutan elektrolit :
elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit , karena
adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksidasi
(pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada
elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh elektrolisis dalam air.
Elektrolisis
lar. NaCl dengan elektroda lamban :
oksidasi : 2
Cl - ----- Cl2 + 2e
Reduksi : 2 H2O + 2
e ----- H2 +
2 OH-
Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada :
- keadaan dan jenis elektrolit
- jenis elektroda
- beda potensial antara kedua
elektroda
- suhu
Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag)
mudah direduksi dalam katoda.
Menurut Faraday
:
massa zat yang dihasilkan/berekasi dalam
elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang lewat dalam
larutan , berbanding lurus dengan berat atom/molekul zat terlarut dan
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 t =
waktu arus lewat dalam detik
Jika A =
berat atom/molekul dan n = jumlah
elektron yang diperlukan per mol zat yang bereaksi/dihasilkan maka : W
= A I
t / nF
W =
jumlah masa zat (dalam gram) yang
bereaksi/dihasilkan
1/F
= tetapan perbandingan Ini
dikenal dengan Hukum
Faraday
Reduksi ion Ag+
menjadi Ag:
Pada reduksi ion Ag+
: Ag+ +
e ----- Ag ditemukan bahwa bila muatan
listrik 1Coulomb (1
ampere yang mengalir selama 1 detik)
maka perak yang mengendap sebanyak perak (Ag). Berapa tetapan faraday?
W = 1,118
mg = 1,118 .10 -3 g. A
= Ar Ag = 107,868 sehingga
menurut persamaan diatas :
W
= AI t /
nF ------ =
107,868 x1 x1 / 1 F
F
= 96483 C = 96500 C = tetapan Faraday
Dapat diturunkan bahwa 96500 Coulomb adalah jumlah muatan
listrik yang diperlukan untuk menghasilkan A/n mol zat yang sering disebut satu
ekivalen.
Jika tetapan Faraday dibagi jumlah muatan listrik elektron ( 1,6022 .10 -19)
maka akan diperoleh: 96500 / 1,6022 10
-19 =
6,02 .10 23 = tetapan Avogadro.
Satu Faraday
menyatakan jumlah muatan listrik (dalam Coulomb) dari satu mol elektron
Penggunaan
elektrolisis :
Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini
digunakan untuk pembuatan logam –logam
natrium, magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas
hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen
yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik
digunakan pada proses hidrogenasi
minyak dalam pembuatan margarin.
Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating dimana permukaan logam dilapisi logam lain
yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.
Soal: Jika
suatu larutan kalium yodida
dielektrolisis , akan dihasilkan I2
pada anoda dan H2 pada katoda. Berapa gram dari masing-masing zat
ini terbentuk , jika arus listrik 5,20
ampere mengalir selama 46 menit dalam
larutan.
Jawab
: Anoda : 2 I-
----- I2 +
2 e
Katoda : 2 H2O + 2
e -----
H2 + 2 OH-
W =
A I t
/ nF
W
I2 = (2x 126,9) x 5,20 x (46 x60) / 2 x 96500 =
18,9 g
W H2 = ( 2 x
1) x 5,20 x (40
x60)/ 2 x 96500 =
0,15 g
Sel Volta
Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus
listrik sebagai akibat terjadinya reaksi
pada kedua elektroda secara spontan.
Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam
larutan seng sulfat dan logam tembaga
kedalam larutan tembaga sukfat (lihat gambar 1).
Logam seng mempunyai kecenderungan
untuk melarut membentuk ion seng, Zn 2+,
tetapi seba-liknya ion seng dalam
larutan mempunyai kecen-derungan untuk
mengendap sebagai atom Zn.
Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat
dinyatakan sebagai ;
Zn ====== Zn 2+ + 2 e
Kecenderungan Zn untuk melarut lebih
besar dari pada kecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, maka
kesetimbangan agak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihan electron, yang memberikan muatan
negative pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan negative pada logam dan terbentuk lapisan
rangkap listrik (gambar a).
Sedangkan untuk tembaga
sedikit berbeda. Disini kecenderungan Cu 2+ untuk
mengendap(sebagai Cu) lebih besar dari pada
kecenderunganCu untuk melarut sehingga kedudukan kesetimbangan :
Cu ======= Cu 2+ +
2 e
Logam Cu kekurangan
elektron dan logam ini lebih positif terhadap larutan (gambar b).
Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta (gambar 2) , kelebihan electron pada elektroda Zn akan mengalir ke
elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.
Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+
akan terus mengendap sebagai ion Cu
Pada elektroda Zn terdapat kelebihan
electron jadi bertidak sebagai elektroda
negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi.
Zn ------- Zn 2+ +
2 e
Elektroda Cu yang kekurangan electron
bertindak senagai elektroda positif (+)
disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ + 2
e -------- Cu
Jumlah dari kedua setengah
sel ini adalah rekasi sel :
Anoda (oksidasi)
Zn ------- Zn 2+ +
2 e
Katoda
(reduksi) Cu 2+ +
2 e ------- Cu
________________________________________
Zn +
Cu 2+ ------- Zn 2+ +
Cu
Dari reaksi ini dihasilkan arus
listrik.
l Catatan : Jembatan garam yang digunakan
pada pembuatan sel ini adalah
sebuah pipa U yang berisi
elektrolit ( KCl atau KNO3) dan
agar-agar padat Yang digunakan sebagai
kontak listrik antara kedua larutan
elektrolit dalam sel Volta.
Cara penulisan sel Volta
Zn / Zn2+ // Cu
2+ /
Cu
Anoda katoda
Penjelasan:
/ :
perbatasan antara 2 fase yang berbeda missal fase
padat dan
fase cair
// :
menunjukkan penggunaan * Jembatan garam*
atau dinding
berpori pembatas kedua larutan
dengan tanda
/
Hubungan potensial sel
dan potensial elektroda ; menurut perjanjian sbb :
E sel = E
katoda - E
anoda
= E + -
E –
Jika ditulis Cu /
Cu2+ // Zn2+
/ Zn reaksi ini tidak spontan (tidak terjadi
dengan sendirinya) dan potensial yang ditunjukkan adalah negative, reaksi ini
terjadi jika dialiri arus listrik dari luar , sehingga sel ini berfungsi
sebagai sel elektrolisis.
Elektroda Pembanding
l Potensial
elektroda ( beda potensial listrik yang terdapat antara suatu elektroda dan
larutan) tidak bisa diukur secara langsung. Yang bisa diukur adalah beda potensial antara dua buah
elektroda (potensial sel). Dalam hal ini dipakai elektroda pembanding ,
sebagai elektroda pembanding digunakan
elektroda hydrogen standar. Keadaan standar ( E o ) :
temperature 25 o C
tekanan 1 atm , konsentrasi larutan 1 M dari ion sejenis elektroda
l Pada keadaan standar hidrogen berupa gas dan potensial elektrodanya ( E o) sama dengan
0 volt..
Elektrode
hidrogen standar dibuat dari gas H2 yang ditangkap oleh logam Pt yang berlapis serbuk platina yang dihitamkan dan permukaannya tidak rata
supaya gas H2 tidak langsung menguap, kemudian dimasukkan kedalam
larutan HCl yang konsentrasinya 1 M. Dan
gas H2 yang dialirkan dijaga agar tekanannya 1 atm.
Daftar potensial
elektroda:
Daftar ini digunakan untuk
meramalkan apakah suatu zat lebih mudah
dioksidasi atau direduksi. Makin besar potensial reduksinya makin mudah zat tersebut mengalami reduksi, begitu
juga makin besar potensial oksidasinya makin mudah zat tersebut mengalami oksidasi.
No comments :
Post a Comment