laelia munawaroh-1200290-makalah sel elektrokimia
DESCRIPTION
Makalah ElektrokimiaTRANSCRIPT
MAKALAH
Web Elektrokimia
Diajukan untuk memenuhi tugas mata kuliah Media Pembelajaran Berbasis Web
Dosen Pengampu :
Muhamad Nurul Hana, M.Pd.
Disusun oleh:
Laelia Munawaroh (NIM. 1200290)
JURUSAN PENDIDIKAN KIMIA
FAKULTAS PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS PENDIDIKAN INDONESIA
2014
Elektrokimia merupakan ilmu mengenai hubungan antara reaksi kimia dengan kerja
listrik yang menerapkan prinsip reaksi redoks. Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan
elektron–elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Reaksi transfer
elektron pada sel elektrokimia tersebut melibatkan elektroda-elektroda. Elektroda dimana
terjadi reaksi reduksi dinamakan katoda, dan elektroda di mana terjadi reaksi oksidasi
dinamakan anoda. Ada dua jenis sel elektrokimia yaitu sel volta dan sel elekrolisis.
A. SEL VOLTA
1. Susunan Sel Volta
Sel Volta atau Sel Galvani merupakan sel elektrokimia yang dapat
menghasilkan listrik akibat reaksi redoks yang spontan. Suatu sel volta terdiri dari
dua reaksi setengah sel yang dipisahkan secara fisik. Misalnya, setengah sel yang
dibuat dari lempeng logam yang dicelupkan ke dalam larutan dari ion logamnya.
Contoh dari sel volta digambarkan sebagai berikut:
Gambar 1. Dua buah bagan alat setengah sel
dari sel volta
Bagian-bagian sel volta:
- Elektroda : katoda (+) dan
anoda (-)
- Larutan elektrolit
- voltmeter
- Jembatan garam
Gambar diatas menunjukan dua buah bagan alat setengah sel dari sel volta
yang dihubungkan dengan jembatan garam dan sirkuit eksternal. Jembatan garam
adalah alat penghubung kedua sel elektrokimia yang mengandung garam guna
menetralkan kelebihan ion di dalam kedua sel setengah reaksi. Dengan jembatan
garam memungkinkan terjadinya aliran ion-ion sekaligus mencegah pencampuran
larutan yang memungkinkan reaksi sel berlangsung terus. Adapun reaksi yang terjadi
ialah sebgai berikut :
Katoda : Cu2+(aq) + 2e Cu(s) (setengah reaksi reduksi)
Anoda : Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e (setengah reaksi oksidasi)
Overall : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Elektroda Zn
Notasi sel volta : Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)
Setelah mengetahui katoda dan anoda, arah aliran elektron dalam rangkaian eksternal
dapat ditentukan. Elektron dibangkitkan melalui anoda dan mengalir menuju katoda,
di katoda elektron digunakan untuk mereduksi zat. Anoda mempunya tanda negatif
sebab elektron mengalir dari sini, sedangkan katoda mempunyai tanda positif.
2. Notasi Sel Volta
Suatu sel elektrokimia dapat dinyatakan dengan notasi tertentu yang disebut
pula diagram sel. Misalnya:
Notasi sel volta : Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)
Pada notasi itu, anoda atau setengah sel oksidasi selalu dituliskan pada sisi
kiri, sedangkan katoda atau setengah sel reduksi dituliskan pada sisi kanan. Kedua
elektroda dihubungkan secara listrik melalui jembatan garam, yang ditandai dengan
dua garis vertikal. Sementara itu tanda garis vertikal tunggal menunjukan batas fase,
yaitu antara padatan (elektroda) dan larutan elektrolit.
Jika fasanya sama maka digunakan tanda koma, bukan garis lurus
Contoh : Fe3+(aq), Fe2+(aq) │Pt
Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung
kanan.
Contoh : Grafit | I-(aq) | I2(s) ║ H+(aq), MnO4-(aq), Mn2+(aq) | Grafit
Untuk penulisan notasi sel yang melibatkan larutan (aq) ada dua versi
Pt│ H2 (g)│H+(aq) dan Pt│ H2 (g)│H+ (0,1 M)
Tabel 1 Beberapa contoh notasi dan reaksi di katoda
Katoda Reaksi Katoda
Cl2 (g) │ Cl- (aq) │Pt Cl2 (g) + 2 e- 2Cl-
Fe3+ (aq), Fe2+ │Pt Fe3+ (aq) + e- Fe2+ (aq)
Cd2+ (aq) │Cd Cd2+ +2e- Cd (s)
3. Potensial Elektroda Standar (Eo)
Untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan
menggerakkan ion-ion dalam larutan menuju elektroda diperlukan suatu usaha, yaitu
potensial sel dan diberi lambang Esel. Potensial sel disebut juga gaya gerak listrik
(ggl = emf atau electromotive force). Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk
membandingkan kecenderungan logam-logam untuk mengalami oksidasi atau
reduksi. Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi telah
ditetapkan suatu elektroda pembanding yaitu elektroda hidrogen. Elektroda hidrogen
terdiri atas gas hidrogen yang dialirkan ke dalam larutan asam (H+) melalui logam
inert, yaitu platina.
Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektroda (M) dengan elektroda
hidrogen disebut potensial elektroda dinyatakan dengan lambang E. Sementara
potensial elektroda standar diberi lambang Eo diukur pada keadaan standar , yaitu
konsentrasi larutan 1 M (sistem larutan) atau tekanan 1 atm (sel yang melibatkan gas)
dan suhu 25oC. Harga potensial elektroda standar (Eo) dari berbagai elektroda
diberikan pada tabel di bawah. Nilai potensial elektroda standar hidrogen
(konsentrasi H+ 1 M dengan ekanan gas H2 1 atm pada 25oC) ditetapkan sama dengan
0,00 V.
Gambar 2. Elektroda Standar Hidrogen (SHE) (Whitten : 864)
Tabel 2 Potensial Elektroda Standar, Eo (Volt)
Pada tabel potensial elektroda standar, semakin ke bawah menunjukkan urutan
kecenderungan untuk mengalami reduksi, semakin ke bawah semakin mudah
mengalami reduksi. Dalam hal ini kata mereduksi sering diganti dengan kata
bereaksi, membebaskan, mengusir, mengendapkan atau mendesak.
Untuk mengukur potensial reduksi standar perlu dihubungkan dengan
potensial sel oksidasi menggunakan voltmeter atau potensiometer. Menurut
perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah
potensial reduksi.
Esel = Ered - Eoks
Katoda adalah elektroda yang mempunyai harga Eo lebih besar (lebih positif)
sedangkan anoda adalah elektroda yang mempunyai harga Eo lebih kecil (lebih
negatif). Nilai potensial elektroda tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat
reaksi. Contoh:
Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) ECu = εCu Volt
2Cu2+ (aq) + 4e 2Cu(s) ECu = εCu Volt
Sebagai contoh, baterai kecil maupun baterai besar memiliki potensial sel sama, yaitu
1,5 volt.
MENGHITUNG POTENSIAL SEL DARI DATA
POTENSIAL REDUKSI STANDAR (E0red )
Contoh
Berapa nilai potensial sel dengan notasi sel sebagai berikut:
Al(s)Al3+(aq) ║Fe2+(aq)Fe(s)
Penyelesaian
Tahap 1 Menuliskan reaksi setengah sel berdasarkan notasi sel
Katoda : Fe2+(aq) + 2e Fe(s)
Anoda : Al(s) Al3+(aq) + 3e
Tahap 2 Menuliskan potensial elektroda standar setengah sel
Berdasarkan tabel harga potensial reduksi standar : εored Fe2+
=
0,41 V dan εored Al3+
= 1,66 V
Fe2+(aq) + 2e Fe(s) εo red = -0,41 V
Al(s) Al3+(aq) + 3e εooks= +1,66 V (εo
oks = - εored )
Tahap 3 Menyetarakan reaksi
Fe2+(aq) + 2e Fe(s) x 3 εo red= +1,66 V
Al(s) Al3+(aq) + 3e x2 εooks= -0,41 V
Sehingga menjadi
2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e εo red= +1,66 V
3Fe2+(aq) + 6e 3Fe(s) εooks= -0,41 V
4. Persamaan Nernst
Persamaan Nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara
potensial dari sebuah elektron ion-ion logam dan konsentrasi dari ion dalam sebuah
larutan. Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan sebagai berikut:
Eo adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel
dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oks
dan red masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan
konsentrasi partikel hasil reduksi.
Ingat, Nilai potensial elektroda tidak bergantung pada jumlah zat
yang terlibat reaksi
Tahap 4 Menentukan nilai potensial sel standar
2Al(s) + 3Fe2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Fe(s) E0sel = 1,25 V
2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e εo red= +1,66 V
3Fe2+(aq) + 6e 3Fe(s) εooks= -0,41 V
Atau
Eosel = εo
katode – εoanode
Eosel = εo
red Fe2+ - εored Al3+
Eosel = 0,41 V – (- 1,66 V)
Eosel = 1,25 V
5. Sel Konsentrasi
Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi
larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat
terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode
(tempat terjadinya reaksi oksidasi). Misalnya untuk
Zn | Zn2+ (10-3 M) || Zn2+ (10-1 M) | Zn
Maka untuk reaksi di atas yang mengalami reduksi adalah Zn2+ (10-1 M) karena lebih
pekat daripada Zn2+ (10-3 M) sedangkan Zn yang mengalami oksidasi. Untuk
penggunaan rumus sama dengan persamaan Nernst, yaitu:
6. 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.
b. Elektroda Gas
Yang paling penting dari elektroda jenis ini elektroda hidrogen : Pt | H2 | H+.
Dapat digunakan untuk menentukan pH larutan.
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.
7. Potensial Reaksi Redoks
Potensial reaksi redoks sama dengan potensial sel yang dihasilkannya.
Potensial reaksi redoks diperoleh dari penjumlahan potensial setengah reaksi reduksi
dan setengah reaksi oksidasinya. Potensial reaksi redoks dapat digunakan untuk
meramalkan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Suatu reaksi redoks dapat
diperoleh dari penjumlahan potensial setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi
oksidasinya. Redoks spontan : Eoredoks > 0 (positif). Jika suatu reaksi redokst tidak
spontan, maka reaksi kebalikannya berlangsung spontan.
MERAMALKAN REAKSI SPONTAN / TIDAK SPONTAN
Contoh :
Sel volta dibangun dari reaksi berikut:
Zn(s) Zn2+(aq) ║Sn2+(aq) Sn(s)
Apakah reaksi akan terjadi spontan menurut arah yang ditunjukkan
oleh persamaan?
Penyelesaian
Tahap 1 Menuliskan reaksi setengah sel berdasarkan notasi sel
Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e
Katoda : Sn2+(aq) + 2e Sn(s)
Tahap 2 Menuliskan potensial elektroda standar setengah sel
Berdasarkan tabel harga potensial reduksi standar : εored Zn2+
= -
0,76 V dan
εored Sn2+
= - 0,14 V
8. Deret Kereaktifan Logam (Deret Volta)
Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektroda standarnya
disebut deret elektrokimia atau deret volta. Berikut ini merupakan deret volta.
Tabel 3. Deret Volta
Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam tabel di atas, maka logam semakin
reaktif (semakin mudah melepas elektron). Sebaliknya, semakin ke kanan
kedudukan logam dalam tabel, maka logam semakin kurang reaktif (semakin sukar
melepas elektron).
9. Beberapa Sel Volta Komersial
a. Baterai Konvensional
1) Aki
Gambar 3. Accumulator
Sel Volta komersial jenis lain yang dapat diisi ulang adalah sel timbel atau
dikenal dengan accumulator (accu), terdiri atas timbel oksida sebagai katode
dan logam timbel berbentuk bunga karang sebagai anode. Kedua elektrode ini
dicelupkan dalam larutan H2SO4 10%. Reaksi yang terjadi
selama accu dipakai (discharged) adalah sebagai berikut.
Anode : Pb(s) + HSO4–(aq) PbSO4(s) + H+(aq) + 2e–
Katode : PbO 2( s ) + 3H + ( aq ) + HSO 4– ( aq ) + 2e – PbSO4( s ) + 2H 2O( l )
Keseluruhan : Pb (s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4–(aq) 2PbSO4(s) +
2H2O(l)
Jika accu telah dipakai, accu dapat diisi ulang menggunakan arus listrik
searah. Selama proses isi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari
reaksi pemakaian. Reaksinya adalah sebagai berikut:
Elektroda Pb (sebagai katode):
PbSO4(s) + 2H+(l) + 2e Pb(s) + HSO4-(aq)
Elektroda PbO (sebagai anode):
PbSO4( s ) + 2H 2O( l ) PbO 2( s ) + 3H + ( aq ) + HSO 4– ( aq ) + 2e –
2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb (s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4–(aq)
Selama proses isi ulang, sejumlah air dalam accu terurai menjadi H2 dan O2,
akibatnya accu kekurangan air. Oleh karena itu, accu yang sering dipakai dan
diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.
2) Baterai Kering (Sel Leclanche)
Gambar 4. Sel Leclanche
Baterai kering atau Leclanche adalah baterai generasi pertama yang
dikomersilkan, dipakai untuk lampu senter, jam dinding, radio, dan alat-alat
elektronik lainnya. Baterai ini terdiri atas seng (anode) dan batang grafit
(katode). Sebagai zat elektrolitnya adalah campuran MnO2, NH4Cl, dan
serbuk karbon yang dikemas dalam bentuk pasta.
Reaksi redoks yang terjadi sangat rumit, tetapi secara sederhana dapat ditulis
dalam bentuk persamaan berikut.
Anode : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e–
Katode : 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e– Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,5 V dan arus listrik yang mengalir akan
berkurang jika dipakai. Potensial sel juga akan berkurang jika cuaca dingin.
3) Baterai Alkalin
Gambar 5. Baterai alkalin
Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi
elektrolitnya bersifat basa karena menggunakan KOH sebagai pengganti
NH4Cl dalam pasta. Reaksi redoks dapat ditulis dalam bentuk persamaan
berikut.
Anode : Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2 (s) + 2e–
Katode : 2MnO 2( s ) + 2H 2O( l ) + 2e – Mn 2O3( s ) + 2 OH - ( aq )
Keseluruhan : Zn (s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l) Mn2O3(s) + Zn(OH)2 (s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,5 V juga.
4) Baterai Nikel-Kadmium
Baterai yang dapat diisi ulang lainnya adalah baterai nikel-kadmium (nicad).
Sel nicad adalah baterai untuk penyimpan muatan. Sel nicad tergolong sel
Volta yang terdiri atas kadmium sebagai anode, nikel oksida sebagai katode,
dengan elektrolit kalium hidroksida. Baterai nicad banyak digunakan untuk
baterai penerang isi ulang. Reaksi sel selama pemakaian adalah sebagai
berikut.
Anode : Cd(s) + 2OH–(aq) Cd(OH)2(s) + 2e–
Katode : NiO 2 ( s ) + 2H 2O( l ) + 2e – Ni(OH) 2( s ) + 2OH – ( aq )
Keseluruhan : Cd (s) + NiO2 (s) + 2H2O (l) Cd(OH)2 (s) + Ni(OH)2 (s)
5) Baterai Perak Oksida
Gambar 6. Baterai perak oksida
Baterai perak oksida adalah baterai kecil yang banyak digunakan pada arloji,
kalkulator, dan berbagi jenis peralatan elektronik lainnya. Baterai perak
oksida terdiri atas Zn sebagi anode, Ag2O sebagai katode, KOH bentuk pasta
sebagai elektrolit. Baterai jenis ini memliki potensial sel sebesar 1,5 volt dan
dapat bertahan untuk waktu yang cukup lama. Elektrodenya berlangsung
sebagai berikut :
Anode : Zn (s) + 2OH- (aq) Zn(OH)2 (s) + 2e
Katode : Ag2O (s) + H2O (l) + 2e 2Ag (s) + 2OH- (aq)
b. Baterai Modern Berkinerja Tinggi
1) Baterai Nikel-Metal Hidrida (Ni-MH)
Gambar 7. Baterai Nikel-Metal Hidrida (Ni-MH)
Berbeda dengan baterai-baterai yang telah dibahas sebelumnya, baterai ini
tidak menggunakan seng. Anoda yang digunakan adalah kadmium sedangkan
katodanya adalah nikel. Baterai yang menggunakan elektrolit KOH ini dapat
diisi ulang (diestrum) seperti aki. Baterai Ni-MH untuk pertama kalinya
diawali dengan baterai nikel-kadmium (NiCad). Di anoda, setengah reaksi
yang terjadi adalah oksidasi paduan logam (metal alloy), yakni mengabsorbsi
hidrogen dalam alloy logam tersebut dalam elektrolit basa (KOH). Di katoda
terjadi reduksi nikel(III) dalam bentuk NiO(OH).
Anoda : MH(s) + OH-(aq) M(s) + H2O(l) + e-
K atoda : NiO(OH)(s) + H 2O(l) + e- Ni(OH) 2(s) + OH - (aq)
Keseluruhan : MH(s)+ NiO(OH)(s) M(s)+ Ni(OH)2(s) Esel= 1,4V
2) Baterai Litium
Salah satu baterai litium dari jenis yang tidak dapat diisi ulang yaitu baterai
litium-mangan dioksida. Baterai ini menggunakan litium padat sebagai anode
dan MnO2 sebagai katode. Elektrolitnya terdiri dari garam litium, misalnya
litium perklorat (LiClO4) yang dilarutkan dalam campuran propilena karbonat
dan dimetoksietana. Reaksi elektroda dan reaksi selnya adalah sebagai
berikut:
Anode : Li Li+ + e
Katode : MnO2 + Li + + e MnO 2Li
Reaksi sel : Li + MnO2 MnO2Li
3) Baterai Ion Litium
Baterai ion-litium modern mempunyai anoda atom Li (litium) terinterkalasi
(cairan antara) dengan bidang grafit [dinyatakan sebagai Lix(gr)]. Katodanya
adalah litium-logam-oksida, misalnya LiMn2O4 dengan suatu eletrolit yang
khas, yakni 1M LiClO4 dalam pelarut organik etilena karbonat. Elektron
mengalir dalam suatu arus yakni ion Li+ mengalir dari anoda ke katoda.
Reaksi di anoda:
Lix (gr) xLi+ + x e-
Reaksi di katoda:
Li1-xMn2O4(s) + x Li+ + x e- LiMn2O4(s)
Reaksi sel keseluruhan:
Lix(gr)+ Li1-xMn2O4(s) LiMn2O4(s) Esel=3,7 V
Reaksi sel dapat balik jika sel tersebut di-recharge. Penggunaanya
sebagai baterai laptop, phone celluler, dsb. Keuntungannya antara lain rasio
energi/masa sangat ekstrem (tinggi); 1 mol elektron (1F) bisa dihasilkan
kurang dari 7 gram logam (Mr Li = 6,941 g/mol). Kerugian: relatif (lebih)
mahal, pelarut organik terkadang dapat terbakar.
c. Sel Bahan Bakar
Fuel cell (sel bahan bakar) menggunakan reaksi pembakaran yang
menghasilkan arus listrik. Bahan bakarnya tidak terbakar, -sebagaimana halnya
dengan jenis baterai yang lain-,tetapi reaksi berlangsung secara terpisah dalam
sistem setengah-reaksi, dan elektron ditransfer melalui rangkaian eksternal. Suatu
sel bahan bakar dihasilkan dari reaksi gas hidrogen dan oksigen mengahsilkan
uap air. Gas hidrogen dioksidasi, sedang gas oksigen direduksi membentuk uap
air. Elektroda yang digunakan adalah grafit yang dilingkupi (disalut) dengan
katalis platina yang terimpregnasi.
Di anoda (akibat lapisan katalis), H2 displit, dan elektron (e-) masuk
rangkaian. Dalam elektrolit terjadi pertukaran – membran – proton (proton-
exchange-membrane, PEM) baru, di mana sel mengandung kerangka utama
(backbone) polimer perfluoroetilena –[F2C – CF2]– yang diperkaya dengan
gugus asam sulfonat (RSO3-) yang menjembatani (mengalirkan) H+dari anoda ke
katoda. Sedangkan di katoda (dengan cara yang analog, akibat lapisan Pt), terjadi
reduksi terhadap O2, dan selanjutnya bergabung dengan H+.
Reaksi di anoda (Oksidasi):
H2(g) → 2H+(aq) + 2e-
Reaksi di katoda (Reduksi):
½O2(g) + 2H+(aq) + 2e- → H2O(g)
Reaksi sel keseluruhan (Redoks):
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g)
Penggunaan sel bahan bakar sangat luas untuk masa yang akan datang,
untuk transportasi, rumah tangga, dan bisnis tenaga listrik. Dapat digunakan juga
untuk menyediakan air murni (setelah dikondensasi terlebih dahulu) selama
pembebasan hasil reaksinya. Keuntungan dari sel bahan bakar antara lain: (1)
bersih, tidak menghasilkan polutan, dan portable; (2) mengkonversi ~ 75% energi
ikat dalam bahan bakar menjadi energi listrik. Namun, kerugian dari sel bahan
bakar, di antaranya: (1) sel bahan bakar beroperasi dengan aliran kontinu dari
reaktan, juga tidak mampu menyimpan energi listrik; (2) katalis untuk elektroda
cukup mahal.
Gambar 8. Diagram alir sel bahan bakar
Sel bahan bakar merupakan sumber energi yang sangat menguntungkan.
Tidak seperti sel kering (sel primer) dan sel penyimpan (sel sekunder), pereaksi
di katoda dan anoda secara kontinu mensuplai kebutuhan energi. Sel ini bekerja
selama ada reaksi itu dan tidak dapat menyimpan energi. Secara termodinamika,
efisiensi yang dihasilkan relatif tinggi. Energi yang dihasilkan dalam bentuk kerja
ini lebih tinggi daripada jika gas hidrogen dan gas oksigen dibakar untuk
menghasilkan panas. Karenanya sumber bahan bakar merupakan energi masa
depan dan dapat digunakan sebagai sumber energi alternatif pengganti bahan
bakar fosil (minyak bumi dan sejenisnya).
B. SEL ELEKTROLISIS
Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak spontan terjadi pada peristiwa
elektrolisis. Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk memacu berlangsungnya
reaksi redoks yang tidak spontan. Dengan kata lain, energi listrik diubah menjadi energi
kimia.
Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Pada sel
elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan
elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks).
Sel elektrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :
Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan
atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.
Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis.
Ada sumber arus listrik dari luar,seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah
(DC).
1. Susunan Sel Elektrolisis
Prinsip kerja sel elektrolisis berlawanan dengan sel volta. Oleh karena itu,
susunan rangkaian sel elektrolisis juga berlawanan dengan susunan rangkaian sel
volta. Pada sel elektrolisis, anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif
(-). Juga, pada sel elektrolisis,pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan
pada potensial yang diberikan dari luar.
Gambar 9. Perbandingan sel volta (kiri) dengan sel elektrolisis (kanan)
Dalam suatu elektrolit terdapat kation (ion positif) dan anion (ion negatif)
yang berasal dari ionisasi elektrolit. Jika kita alirkan listrik dalam elektrolit tersebut,
maka kation akan mengalami reduksi anion akan mengalami oksidasi. Kation akan
menuju ke katode (tempat terjadi peristiwa reduksi), sedangkan anion akan menuju
ke anode (tempat terjadi peristiwa oksidasi). Jadi, dalam sel elektrolisis, katode
merupakan elektrode negatif sebab dituju oleh ion positif., sedangkan anode adalah
elektrode positif sebab dituju oleh ion negatif.
2. Reaksi-Reaksi Elektrolisis
Sel elektrolisis mempunyai beberapa komponen utama, yaitu wadah,
elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah. Dalam sel ini, pemakaian jenis
elektrode dan elektrolit sangat mempengaruhi jenis produk yang dihasilkan. Reaksi
pada katode dan anode (Elektrolisis) dibagi menjadi 3 macam / kelompok:
a. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan
Biasanya pada sel ini elektrode yang dipakai adalah electrode yang inert
(tidak bereaksi), yaitu platina atau karbon. Lelehan adalah kondisi elektrolit tanpa
mengandung pelarut (air). Jika arus listrik dialirkan kedalam senyawa ion, maka
senyawa itu akan terurai menjadi anion dan kation. Pada waktu proses
elektrolisis, kation akan menuju ke katode dan anion akan menuju ke anode.
Kation langsung direduksi dan anion langsung dioksidasi.
Contoh :
Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi dalam lelehan NaCl!
Penyelesaian :
NaCl (l) Na+ + Cl-
Katode : Na+ + e Na (2x)
Anode : 2Cl - Cl 2 + 2e (1x)
2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2
b. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak
Reaktif)
Unsur yang dapat dipakai sebagai elektrode inert adalah karbon (C) dan
Pelatina (Pt). elektrolit yang berupa larutan mengandung air. Adanya air dalam
larutan mengakibatkan adanya kompetisi antara air dengan zat-zat tertentu yang
terlihat dalam elektrolisis.
1) Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation)
Ion-ion logam golongan IA, IIA, Al, dan Mn, serta ion-ion logam yang
memiliki Eo lebih kecil dari Eo H2O (-0,83) tidak direduksi dari larutan
melainkan pelarutnya (air).
2H2O + 2e 2OH- + H2
Ion-ion logam yang mempunyai potensial reduksi lebih dari -0.83 volt
direduksi menjadi logam yang diendapkanpada permukaan katode.
Mn+ + ne M
Ion H+ dari asam direduksi menjadi hidrogen.
2H+ + 2e H2
2) Reaksi pada Anode (Oksidasi pada Anion)
Ion-ion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3, CO3
2-) kecenderungan
untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil dibanding air sehingga yang
dioksidasi adalah air.
2H2O 4H+ + 4e + O2
Ion-ion yang tidak mengandung oksigen (Cl-, Br, I-) cenderung
mengalami oksidasi disbanding air sehingga yang dioksidasi ion-ion itu.
2X- X2 + 2e
Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)
4OH- 2H2O + 4e + O2
Contoh:
Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt.
Penyelesaian:
Pada larutan AgNO3, kation Ag+ termasuk logam transisi sehingga kation tersebut
akan direduksi. Karena anion NO3- mengandung oksigen, senyawa yang akan
dioksidasi adalah H2O.
c. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert
(Reaktif)
Pada sel ini elektrode tidak inert ikut bereaksi dan hanya terjadi di anode.
Contoh dari elektrode ini adalah Cu, Fe, Zn, dan sebagainya, kecuali Pt dan C.
1) Reaksi pada Katode
Reaksi yang terjadi sama dengan reaksi yang terjadi pada katode pada kondisi
sel elektrolisis dengan electrode inert.
2) Reaksi pada Anode
Logam anode akan teroksidasi menjadi larutan. Dalam hal ini, semua anion
tidak perlu diperhatikan.
Contoh:
Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag
Penyelesaian:
Pada larutan CuSO4 kation (Cu2+) akan direduksi di katode, sedangkan yang
dioksidasi adalah elektrode Ag.
CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42-(aq)
Katode : Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) … x 1
Anode : Ag (s) → Ag + (aq) + e - … x 2
CuCO4(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag + (aq) + SO42-(aq)
3. Hukum-Hukum Faraday dan Stoikiometri Reaksi Elektrolisis
Michael Faraday (1791-1867) adalah seorang ahli kimia yang telah
menemukan hubungan antara jumlah arus listrik yang dibutuhkan dengan massa zat
yang dibebaskan pada proses elektrolisis. Faraday menemukan beberapa kaidah
perhitungan elektrolisis yang dikenal dengan hukum Faraday.
Bunyi hukum Faraday adalah sebagai berikut :
I. Jumlah zat yangdihasilkan pada electrode berbanding lurus dengan jumlah arus
listrik yang melalui elektrolisis.
II. Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat
zat yang dihasilakan masing masing sel berbanding lurus dengan berat ekuivalen
zat itu.
Gambar 10. Hukum Faraday II
Nama Michael Faraday diabadikan dengan memberikan nama salah satu
satuan dalam perhitungan elektrolisis, yaitu faraday (F) yang didefinisikan, satu
faraday (1 F) adalah jumlah listrik yang terdiri atas 1 mol electron atau 6,0221367 x
1023 butir elektron. Karena 1 butir elektron = 1,60217733 x 10-19 coulomb, maka 1
faraday setara dengan muatan sebesar:
6,0221367 x 1023 x 1,60217733 x 10-19 coulomb = 9,64853 x 104 coulomb, dibulatkan
menjadi 9,65 x 10 4 atau 96500 coulomb.
Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
F= Q96500
Q = F x 96500
1 faraday (F) = 1 mol elektron = 96500 coulomb
Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui
perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan
hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Q = i x t
Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai
berikut :
F= Q96500
= i x t96500
Keterangan :
F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)
Q = coulomb (C)
i = kuat arus (Ampere / A)
t = waktu (detik / s)
Hukum Faraday I secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :
w= e× i×t96500
=e . F
Keterangan:
w = massa zat yang dihasilkan (g)
e = massa ekuivalen = Ar atau Mr
valensi
i = kuat arus (Ampere / A)
t = waktu (detik / s)
F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)
Jadi, jumlah faraday = jumlah mol elektron = nilai perubahan bilangan oksidasi 1 mol
zat pada Hukum I Faraday, biasanya nilai nilai Ar diketahui sehingga nilai e diubah
menjadi
e=A r
n
dengan Ar = massa atom relatif dan n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas
jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut
e=A r
nx
i x tF
atau w=M r
nx
i x tF
Contoh:
Ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama
96.5 detik. Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut.
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis :
AngNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3-(aq)
Reaksi pada katode : Ag+(aq) + e- → Ag (s)
Reaksi pada anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+(aq) + O2(g)
Pada anode dihasilakan. Ion H+, nilai pH larutan ditentukan berdasarkan jumlah
ion H+ ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga wA r
jumlah mol
= 1n
xi x tF
=11
x10 A x 965 s
96.500 C=0,1mol
[H+] = jumlahmol
Volume=0,1mol x965 s
0,5 L=0,2 M=2 x 10-1M
pH = - log [H+] = - log 2 x 10-1= 1 – log 2
jadi, pH larutan setelah elektrolisisi = 1-log 2.
Kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 faraday. Temtukan volume gas
oksigen yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar.
Penyelesaian :
Reaksi anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+ (aq) + O2(g)
1 mol O2 ekuivalen dengan 4 mol elektron, berarti nilai n = 4.
Arus listrik = 2,0 faraday.
W =M r
nx f (digunakan Mr karena O2 merupakan molekul)
W = WM r
= jumlah mol O2 = 1n
x F14
x0,2=0,05mol .
Volume O2 = jumlah mol x volume molar STP = 0,05 x 22,4L = 1,12L.
Jadi, di anode dihasilkan gas O2 sebanyak 1,12L
Hukum Faraday II secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :
e=i x tF
xw xn
Ar
=konstan
Jadi, rumus Hukum Faraday II yaitu sebagai berikut :
w1
e1
=w2
e2
Keterangan:
w1 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis I (g)
w2 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis II (g)
e1 = massa ekuivalen elektrolisis I
e2 = massa ekuivalen elektrolisis II
Contoh :
Ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus
listrik sehingga larutan NaCI memiliki pH 13. Jika diketahui A r Ag = 108 g mol-1
dan volume setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan.
Penyelesaian:
pH = 13, berarti pOH = 1 atau [OH-] = 0,1 M
Jumlah mol OH = V x M = 1 x 0,1 mol
wA gxnA g
A r g=w
oH−¿ xnoH −¿
M r OH−¿¿¿¿
nOH- = 1 dan jumlah mol adalah
W OH−¿
M rOH−¿¿¿
WAg = jumlah mol OH- x n OH- x A r Ag
nA g
= 0,1 mol x 1 x 108 gmol−1
1=10,8 gram .
Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.
Arus listrik dialirkan kedalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun
seri dan dihasilkan 11,8 g endapan. Jika diketahui Ar Ni = 59 g mol-1, tentukan
massa logam Ag yang diendapkan pada larutan AgNO3.
Penyelesaian :
Pada larutan I (NiSO4):
NiSO4(aq) Ni2+(aq) SO42-(aq)
nNi = 2
ArNi = 59
wNi = 11,8 g
Pada larutan II (AgNO3):
AgNO3(aq) Ag+(aq) + NO3-(aq)
nAg = 1
Ar Ag = 108
WAg =…?
wAg
eAg
=w ¿
e¿
wAg xn Ag
Ar A g=
w¿ x n¿
Ar∋¿¿
w Ag=w¿ x n¿
A r∋¿ xA r AgnA g
¿
¿ 11,8 g x259 g mol−1 x
108 g mol−1
1=43,2 g
Jadi, massa perak yang diendapkan = 43,2 g.
4. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri
a. Pemurnian Logam
Logam yang ada dialam sebagian besar masih bercampur dengan logam
lain. Untuk mendapatkan logam yang diinginkan, tentu saja zat lain yang
bercampur dengan logam itu harus dihilangkan. Apabila campuran zat lain itu
sudah hilang, maka fungsi logam yang kita kehendaki akan optimal dalam
penggunaannya. Pada contoh berikut, akan dibahas tentang cara menghilangkan
zat-zat lain yang bercampur dengan tembaga sehingga diperoleh unsur tembaga
murni.
Tembaga adalah logam penghantar listrik yang baik. Supaya
konduktivitasnya (daya hantar listrik) meningkat, maka tembaga perlu
dibersihkan dari pengotornya.sel elektrolisis sering digunakan untuk memurnikan
logam (dalam hal ini tembaga) dari pengotornya. Sebagai katode, tempatkan
tembaga yang akan anda murnikan, sedangkan tembaga murni ditempatkan
sebagai anode. Elektrolit yang digunakan adalah larutan yang mengandung kation
logam yang akan dimurnikan ( dalam hal ini adalah larutan CuSO4).
Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katode (tembaga kotor) : Cu2+(aq) + 2e Cu(s)
Anode (tembaga murni) : Cu(s) Cu2+(aq) + 2e
Kation tembaga direduksi menjadi tembaga yang mengendap di katode. Kation
Cu2+ dari anode menuju larutan menggantikan ion Cu2+ yang mengalami reduksi.
Dengan mengatur tegangan selama elektrolisis, logam pengotor katode yang
mempunyai potensial lebih positif dari tembaga yang akan jatuh ke bawah dan
tidak larut. Adapun pengotor yang mempunyai potensial lebih negative dari
tembaga, akan larut tetapi tidak akan mengendap di katode. Supaya kotoran itu
tidak ke mana-mana, maka harus ada penyaring sehingga daerah katode akan
bersih.
b. Penyepuhan Logam
Untuk mencegah logam supaya tidak mudah berkarat atau untuk
memperindah warna logam, suatu logamdapat dilapisi dengan logam yang lain.
Proses pelapisan logam oleh logam lain ini dikenal dengan nama penyepuhan
logam. Logam yang biasa digunakan untuk melapisi (menyepuh) adalah emas,
perak, kromium, titanium dan nikel.benda-benda yang biasa dilapisi adalah
mesin-mesin kendaraan bermotor, alat-alat rumah tangga, dan aksesoris.
Pada penyepuhan ini, digunakan elektrode yang reaktif dan elektrolit
larutan yang mengandung kation logam yang akan melapisi. Misalnya untuk
melapisi sendok dengan perak, logam yang digunakan sebagai anode, sedangkan
elektrolit yang digunakan adalah larutan AgNO3.Korosi (Perkaratan) adalah
proses teroksidasinya suatu logam oleh berbagai zat menjadi senyawa.
Proses korosi merupakan peristiwa elektrokimia. Suatu logam akan
mengalami korosi bila permukaan logam terdapat bagian yang berperan sebagai
anoda dan di bagian lain berperan sebagai katoda. Proses korosi yang banyak
terjadi adalah korosi pada besi. Bagian tertentu dari besi berperan sebagai anoda,
sehingga besi mengalami oksidasi.
Fe (s) <-----> Fe2+ (aq) + 2e
Cara Mencegah Korosi Korosi dapat menimbulkan kerugian karena selain
merusak alat atau bangunan dari logam juga menyebabkan logam menjadi rapuh
dan tidak mengkilat.
Oleh karena itu proses korosi logam harus dicegah. Setelah kita
mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi korosi, tentunya kita tahu
bagaimana cara mencegahnya. Pada dasarnya pencegahan korosi adalah
mencegah kontak langsung antara logam dengan zat-zat yang menyebabkan
korosi atau mengusahakan agar logam yang dilindungi dari korosi berperan
sebagai katoda.
Cara-cara pencegahan korosi yang sering dilakukan adalah sebagai
berikut.
Melapisi logam dengan cat, minyak atau oli, plastik atau dengan logam lain
yang tahan korosi misalnya krom, nikel, perak, dan sebagainya.
Perlindungan katoda. Logam yang dilindungi dari korosi diposisikan sebagai
katoda, kemudian dihubungkan dengan logam lain yang lebih mudah
teroksidasi (memiliki E° lebih negatif dari logam yang dilindungi). Misalnya
pipa besi dalam tanah dihubungkan dengan logam Mg. Logam Mg sengaja
dikorbankan agar teroksidasi tetapi pipa besi tidak teroksidasi.
Membuat alloy atau paduan logam, misalnya besi dicampur dengan logam Ni
dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).
Adapun reaksi yang terjadi pada penyepuhan sendok dengan perak adalah
sebagai berikut :
AgNO3 Ag+ + NO3-
Katode (sendok) : Ag+(aq) + e Ag(s)
Anode (perak) : Ag(s) Ag+(aq) + e
Proses yang terjadi adalah kation dari larutan mengalamireduksi kemudian
mengendap di permukaan katode (sendok). Logam perak pada anode mengalami
oksidasi dan menghasilkan kation yang menuju ke larutan untuk menggantikan
kation larutan yang mengalami reduksi.
c. Produksi Gas
Metode elektrolisis dipakai oleh industry untuk membuat gas klorin,
oksigen, dan hidrogen dalam jumlah besar. Untuk memproduksi gas oksigen (O2)
biasanya digunakan larutan yang mengandung anion SO42-, NO3, dan CO3
2-.
Demikian pula untuk memproduksi gas hydrogen (H2) digunakan larutan yang
mengandung kation dari golongan alkali dan alkali tanah. Akan tetapi, jika ingin
memproduksi gas dari golongan VIIA, digunakan larutan yang mengandung
anion dari golongan tersebut. Pada pembuatan gas dengan proses elektrolisis,
elektrode yang digunakan harus dari logam inert.
Contoh pembuatan gas hidrogen dan oksigen, dengan elektrolit yang
digunakan adalah K2SO4 dan elektrodenya C sebagai berikut. Reaksi yang terjadi
adalah :
K2SO4 (aq) 2K+(aq) + SO42-(aq)
Katode : 2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2 (g)
Anode : 2H2O(l) 4H+(aq) + 4e + O2 (g)
Larutan K2SO4 diperlukan sebagai penghantar listrik. Karena yang bereaksi air,
maka lama kelamaan air akan habis sehingga perlu selalu ditambah.
Referensi
http://www.ut.ac.id/html/suplemen/peki4310/sel_elektrolisis.htm
David, S. (2013). Redoks. Diakses dari:
http://kimiamanten.blogspot.com/2011/11/redoks.html
Hidayat, A. (2013). Sel volta komersial. Diakses dari: http://materi-kimia-
sma.blogspot.com/2013/05/sel-volta-komersial.html
Ilmu kimia (2013). Elektrolisis. Diakses dari:
http://www.ilmukimia.org/2013/04/elektrolisis.html
Purba, Michael. (2006). Kimia 3A untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.