BAB 2 REAKSI REDOKS DAN SEL ELEKTROKIMIA Bagian 2

Bagian 2

Sel Elektrokimia

Oleh:

Nuryanto, S.Pd., M.Pd.

MAN 1 Semarang

Sel elektrokimia

Silahkan unduh versi PDF nya:

Download via Google Drive

1.  Potensial sel

Potensial sel merupakan selisih potensial listrik antar-elektrode yang mendorong elektron mengalir yang disebabkan perbedaan rapatan muatan antar-elektrode.

Potensial sel yang diukur pada 25oC dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 atm disebut Potensial Sel Standar (Eosel).

Potensial elektrode adalah potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode dengan elektrode hidrogen. Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar (25oC, 1 M, 1 atm), disebut potensial eletrode standar (Eo).

Urutan logam-logam berdasarkan kenaikan potensial elektrode-nya disebut: Deret Volta.

Deret volta

Potensial sel Volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan voltmeter atau potensiometer,

Potensial sel juga dapat dihitung berdasarkan data potensial elektrode, dengan rumus:

Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi

Reaksi dapat berlangsung (reaksi spontan) jika

nilai Eosel bernilai positif.

2.  Notasi Sel

Susunan sel Volta dapat dituliskan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel:

Anode | larutan (ion) | |  larutan (ion) | katode

Anode dituliskan di sebelah kiri (mengalami oksidasi),

dan katode di sebelah kanan (mengalami reduksi).

Logam dan larutan dipisahkan dengan satu garis vertikal, sedangkan

Antara reaksi oksidasi dan reduksi dipisahkan dengan garis vertikal ganda menyatakan jembatan garam.

Contoh:

Zn | Zn2+ | | Cu2+ | Cu

3.  Persamaan Nerst

Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, hubungan antara potensial sel (Eosel) dan potensial sel standar (Eosel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst.

Keterangan:

Esel  = potensial sel pada keadaan tidak standar

Eosel  = potensial sel pada keadaan standar

R  = kontanta gas ideal = 8,314 J/mol.K

T  = suhu mutlak (K) = oC + 273

n  = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F  = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q  = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan (oks/red)

4.  Sel Volta dalam Kehidupan sehari-hari

a.  Aki (Akumulator)

Aki banyak digunakan pada kendaraan bermotor karena

dapat menghasilkan listrik cukup besar dan dapat diisi kembali.

Reaksi pada aki saat digunakan (reaksi pengosongan)

Anode  : Pb(s) + HSO4-(aq)   ®   PbSO4(s) + H+(aq) + 2e-

Katode  : PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e-   ®   PbSO4(s) + 2H2O(l)

    Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq)   ®   2PbSO4(s) + 2H2O(l)

b.  Baterai Kering (Sel Leclanche)

Sel Leclanche terdiri dari silinder seng yang berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), kabon (C), dan sedikit air.

Katode adalah lapisan dinding seng (Zn).

Anode terbuat dari batang grafit (karbon).

Reaksi:

Anode  : Zn(s)   ®   Zn2+(aq) + 2e-

Katode  : 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e-   ®   Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

    Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq)   ®   Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

b.  Baterai Alkalin

Baterai alkalin pada dasarnya sama seperti sel Leclanche, tetapi bersifat basa.

Elektrode-elektrode baterai alkalin sama seperti sel Leclanche, yaitu seng (Zn) dan karbon MnO2, tetapi larutan KOH menggantikan NH4Cl.

Anode  : Zn(s) + 2OH-(aq)   ®   Zn(OH)2(s) + 2e-

Katode  : 2MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e-   ®   2MnO(OH)(s) + 2OH-(aq)       

           Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l)   ®   Zn(OH)2(s) + 2MnO(OH)(s)

Baterai alkalin mempunyai total muatan lebih besar daripada baterai kering dan dapat menghasilkan arus lebih besar.

Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday

1.  Susunan Sel Elektrolisis

Sel elekrolisis merupakan kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

Komponen sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah.

Elektron bergerak dari kutub negatif (-) sumber arus menuju katode, pada katode terjadi reaksi reduksi, dan di anode terajdi reaksi oksidasi dan elektron menuju sumber arus listrik.

2.  Reaksi Elektrolisis

Kation (ion positif) dari larutan tertarik ke katode (kutub negatif) yang kemudian mengalami reduksi menjadi atom netral.

Anion (ion negatif) tertarik ke anode (kutub positif) dan teroksidasi menjadi atom netral.

Reaksi di Katode (Reduksi kation)

1.  ion-ion yang berupa larutan

a.  IA, IIA, Al3+, Mn, dan ion-ion logam dengan Eo < -0,83 volt tidak tereduksi. Reduksi terjadi pada pelarut (air).

2H2O(l) + 2e-  ®   2OH-(aq) + H2(g)

b.  ion-ion logam yang memiliki Eo > -0,83 direduksi menjadi logam

Ln+(aq) + ne-   ®   L(s)

c.  ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2)

2H+(aq) + 2e-   ®   H2(g)

2.  ion-ion yang berupa lelehan akan tereduksi menjadi logam

Ln+(l) + ne-   ®   L(s)

Reaksi di Anode (oksidasi anode atau anion)

1.  Elektrode terbuat dari elektrode inert (C, Pt, Au): anion teroksidasi

a.  Anion sisa asam oksi (mengandung O) : air akan teroksidasi

2H2O(l)   ®   4H+(aq) + O2(g) + 4e-

b.  Anion sisa asam non-oksi (tidak mengandung O) :

anion tersebut teroksidasi

2X-(aq)   ® X2(g) + 2e

c.  Ion OH-(hidroksida) akan teroksidasi

4OH-(aq)   ®   2H2O(l) + O2(g) + 4e-

2.  Elektrode terbuat dari elektrode tidak inert: anode teroksidasi

L(s)   ®   Ln+(aq) + ne-

Contoh: Cu(s)   ®   Cu2+(aq) + 2e-

Aspek kuantitatif elektrolisis

1.  Hukum I Faraday

“Jumlah zat yang dihasilkan di elektrode pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang dialirkan selama elektrolisis berlangsung”

Sebagai contoh pada sel elektrolisis, di katode terjadi reaksi reduksi terhadap ion logam Ln+ seperti pada persamaan reaksi berikut:

L+(aq) + e-   ®   L(s)

Jumlah muatan listrik dapat dihitung dengan mengalikan muatan setiap satu elektron dan jumlah elektron yang terdapat dalam 1 mol elektron.

Muatan 1 mol elektron = (muatan 1 elektron) x (jumlah 1 mol elektron)

    = (1,67 x 10-19 coulomb) x (6,02 x 1023 elektron)

    = 96.365 C = 96.500 C (dibulatkan)

1 Faraday = 96.500 C = 1 mol elektron

Rumus Hukum I Faraday:

Keterangan:

m  = massa zat yang dihasilkan (gram)

I  = arus listrik (ampere)

Ar  = massa atom relatif

n   = jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi (muatan ion)

T  = waktu (detik)

2.  Hukum II Faraday

“Jika ke dalam beberapa larutan yang berisi ion dialirkan muatan listrik yang sama jumlahnya, massa logam yang mengendap berbanding lurus dengan massa ekivalennya”.

Massa ekivalen adalah perbandingan massa atom relatif dengan muatan ionnya (Ar/n).

Contoh: ke dalam larutan Ag+, Cu2+ dan Cr3+ dialirkan muatan listrik dengan jumlah yang sama, massa endapan yang dihasilkan adalah:

Penggunaan Sel Elektrolisis dalam industri

1.  Metalurgi

  (Pengolahan Logam)

a.  Proses Hall-Heroult

Aluminium diperoleh dari elektrolisis lelehan Al2O3 yang berasal dari bijih bauksit.

Pada proses ini, lelehan Al2O3 yang dicampur dengan kriolit (Na3AlF6) dielektrolisis dengan menggunakan elektrode dari grafit.

b.  Pemurnian Tembaga

Proses pengambilan tembaga dari bijih tembaga mula-mula dilakukan dengan proses reduksi. Akan tetapi tembaga yang dihasilkan belum murni. Pemurnian tembaga tersebut dilakukan dengan elektrolisis larutan CuSO4, di mana logam tembaga yang tidak murni dijadikan anode dan katodenya dari tembaga murni.

Penggunaan Sel Elektrolisis dalam industri

2.  Industri Bahan Kimia

Pembuatan bahan-bahan kimia tertentu, misalnya gas klorin dan NaOH, dilakukan dengan cara elektrolisis.

3.  Industri Kerajinan

Industrik kerajinan dari logam, misalnya perhiasan dan alat-alat rumah tangga banyak memanfaatkan proses elektrolis, yaitu dengan penyepuhan.

Korosi (Perkaratan)

Korosi adalah reaksi redoks antara logam dan beberapa zat yang berada di lingkungan menghasilkan senyawa-senyawa lain yang tidak dikehendaki.

Secara elektokimia, proses perkaratan besi adalah peristiwa teroksidasinya logam besi oleh oksigen yang berasal dari udara.

Anode  : Fe(s)   ®   Fe2+(aq) + 2e-  Eo = +0,44 V

Katode  : O2(g) + 2H2O(l) + 4e-   ®   4OH-(aq)  Eo = +0,40 V

Reaksi sel  : 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l)  ®

    2Fe2+(aq) + 4OH-(aq)  Eoreaksi = 0.84 V

Ion Fe2+ kemudian teroksidasi lebih lanjut:

4Fe2+(aq) + O2(g) + (4+2n)H2O  ®  

2Fe2O3.nH2O + 8H+(aq)

Faktor-faktor yang mempercepat korosi

1.  Air dan kelembaban udara

Pada reaksi redoks korosi, air merupakan salah satu faktor penting terjadinya korosi.

2.  ELekrolit

Elektrolit (asam atau garam) merupakan media yang baik untuk terjadinya transfer muatan.

3.  Permukaan logam yang tidak rata

Permukaan logam yang tidak rata memudahkan terjadinya kutub-kutub muatan yang akhirnya berperan sebagai katode dan anode.

4.  Terbentuknya sel elektrokimia

Jika dua logam yang berbeda potensial bersinggungan pada lingkungan lembab, dapat terbentuk sel elektrokimia secara langsung.

Cara Memperlambat Korosi

1.  Mengontrol atmosfer agar tidak lembap dan banyak oksigen

Misalnya dengan membuat lingkungan udara bebas dari oksigen dengan mengalirkan gas CO2.

2.  Mencegah logam bersinggungan dengan oksigen di udara.

a.  Mengecat, melapisi dengan plastik, memberi minyak atau gemuk

b.  Galvanisasi, yaitu melapisi logam dengan seng (contoh atap seng)

c.  Electroplating, yaitu melapisi logam dengan logam lain.

3.  Perlindungan katodik

Perlindungan katodik dilakukan dengan menghubungkan logam yang akan dilindungi dengan logam lain yang mempunyai potensial elektrode sangat rendah (biasanya Mg).

Silahkan unduh versi PDF nya:

Download via Google Drive