ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA A. DAYA

Tugas Kimia 3
1
ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA
A. DAYA HANTAR LISTRIK PADA ZAT
Ingat kembali materi sebelumnya. Berdasarkan daya hantarnya, zat dapat dibedakan menjadi:
• Elektrolit adalah zat yang dapat menghantar listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas
(mengalami ionisasi).
• Non elektrolit adalah zat yang tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak terurai menjadi ion-ion, tetapi tetap
dalam bentuk molekul yang tidak bermuatan listrik.
B. ELEKTROKIMIA
Elektrokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari aspek-aspek listrik pada proses kimia. Contoh aplikasi: aki, baterai,
penyepuhan logam, dan sebagainya,
Di kelas X sudah dibahas mengenai pengertian reaksi redoks. Reaksi redoks adalah reaksi reduksi dan oksidasi.
Reaksi reduksi adalah reaksi penangkapan elektron atau reaksi terjadinya penurunan bilangan oksidasi, sedangkan
reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron atau reaksi terjadinya kenaikan bilangan oksidasi. Jadi, pada reaksi
redoks terjadi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron).
Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik, sedangkan jika energi listrik dialirkan
dalam larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi redoks. Reaksi redoks dapat berjalan spontan (menghasilkan energi
listrik) maupun tidak spontan/ dengan bantuan (memerlukan energi listrik) . Jadi pada reaksi redoks, dapat terjadi
perubahan energi dari energi kimia menjadi energi listrik maupun sebaliknya.
• Tempat berlangsungnya perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya dinamakan sel.
• Sel terdiri dari dua elektroda (penghantar/kutub) dan larutan elektrolit.
• Elektroda dibedakan menjadi katoda (mengalami reduksi) dan anoda (mengalami oksidasi).
Sel elektrokimia dapat dibedakan menjadi sel volta dan sel elektrolisis.
SEL VOLTA/SEL GALVANI
Ditemukan oleh Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800)
Ciri-ciri:
• Mengubah energi kimia menjadi energi listrik
• Mengalami reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik
• Katoda sebagi kutub positif, anoda sebagai kutub negatif
• Contoh: sel aki, baterai kering (sel Leclanche), baterai alkaline, baterai Ni-Cd, baterai kentang, dsb
Beberapa sel volta dalam kehidupan sehari-hari
a. Baterai Kering (Sel Leclanche)
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah.
Katode (+) : Batang karbon (tidak aktif)
Elektrolit
: Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan sedikit air
b. Baterai Alkaline
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah.
Katode (+) : Oksida mangan (MnO2)
Elektrolit
: Kalium hidroksida (KOH)
c. Baterai Litium
Anode (-) : Litium
Katode (+) : Oksida logam transisi/sulfida (MnO2, V6O13, TiS2)
Elektrolit
: Polimer
d. Baterai dari bahan alam, misal dari kentang
Anode (-) : Seng (Zn)
Katode (+) : Tembaga (Cu)
Elektrolit
: Kentang
e. Accumulator (Aki)
Anode (-) : Lempeng logam timbal (Pb).
Katode (+) : Lempeng logam oksida timbal (PbO2)
Elektrolit
: Larutan asam sulfat (H2SO4) encer
1.
Tugas Kimia 3
2
Potensial Sel (Esel)
Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan potensial elektroda
(Eº) yaitu beda potensial antara anoda dan katoda. Sebagai pembanding (standar) digunakan potensial elektroda
hidrogen. Potensial elektroda hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).
2 H+(aq) + 2 e– → H2(g)
Eº = 0 volt
Jika ada suatu zat yang lebih mudah melakukan reduksi dibanding hidrogen, maka harga potensial elektrodanya
adalah positif. Jika lebih mudah melakukan oksidasi, maka potensial elektrodanya bertanda negatif.
Contoh:
Diketahui potensial reduksi Cu dan Zn:
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
E° = + 0,34 V atau
E° Cu2+∣Cu = + 0,34 V (lebih mudah melakukan reduksi)
Zn2+(aq) + 2 e– → Zn(s)
E° = - 0,74 V
E° Zn2+∣Zn = - 0,74 V (lebih mudah melakukan oksidasi)
Catatan:
• Potensial elektroda merupakan potensial reduksi karena berkaitan dengan reaksi reduksi.
• Besarnya potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi tetapi berlawanan tanda.
Menentukan katoda dan anoda
MENGAPA PADA BATERAI KENTANG Zn SEBAGAI ANODA DAN Cu SEBAGAI KATODA?
• Potensial elektroda Zn lebih negatif, maka Zn harus melakukan oksidasi dan bertindak sebagai anoda.
• Potensial elektroda Cu lebih positif, maka Cu mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda.
Maka reaksi yang terjadi:
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
E° = + 0,74 V
*) oksidasi, reaksi harus dibalik, tanda berlawanan
Katoda : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
E° = + 0,34 V
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°sel = +1,10 V
Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam notasi sel berikut:
Zn∣Zn2+ ∣∣ Cu2+∣Cu
oksidasi ∣∣ reduksi
Besarnya potensial sel ( E°sel) dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektroda unsurunsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika
potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti
reaksi tidak dapat berlangsung. Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien.
Contoh soal 1
Diketahui :
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
E° = + 0,34 V
+
–
Ag (aq) + 1 e → Ag(s)
E° = + 0,80 V
Tentukan E°sel dari kedua elektroda!
Jawab:
E°Cu lebih negatif dari E°Ag, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anoda.
A: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–
E° = - 0,34 V
K: 2 Ag+(aq) + 2 e– → Ag(s)
E° = + 0,80 V
(Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien)
+
2+
Cu + 2 Ag → Cu + 2 Ag
E°sel = + 0,46 V
atau: Cu∣Cu2+ ∣∣ Ag+∣Ag
E°sel = + 0,46 V
Contoh soal 2
Diketahui:
Ag+∣Ag
E° = + 0,80 V
Zn2+∣Zn
E° = - 0,76 V
Tentukan E°sel dari kedua elektroda!
Jawab:
Zn lebih negatif, mengalami oksidai (anoda)
Ag lebih positif, mengalami reduksi (katoda)
A: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
E° = + 0,76 V
+
–
K: Ag (aq) + 1 e → Ag(s)
E° = + 0,80 V
Zn∣Zn2+ ∣∣ Ag+∣Ag
Esel = + 1.56 V
Tugas Kimia 3
3
SEL ELEKTROLISIS
Pada praktikum uji elektrolit, saat elektroda dicelupkan ke dalam larutan elektrolit, akan timbul gelembung gas dan
lama kelamaan pada salah satu batang elektroda akan timbul endapan. Peristiwa tersebut menunjukkan elektrolisis.
Jumlah endapan yang terjadi dapat diperkirakan dengan hukum Faraday.
2.
Sel elektrolisis adalah tempat terjadinya peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah.
Ciri-ciri:
• Mengubah energi listrik menjadi energi kimia
• Mengalami reaksi redoks tidak spontan (memerlukan energi listrik)
• Katoda sebagi kutub negatif, anoda sebagai kutub positif
Contoh: penyepuhan logam (elektroplating), pemurnian logam, pembuatan beberapa bahan kimia
Beberapa aplikasi sel elektrolisis:
1. Penyepuhan Logam (Elektroplating)
Misalnya penyepuhan logam besi. Agar besi tahan terhadap karat maka permukaan besi sering dilapisi oleh logam
yang lebih stabil, seperti seng, nikel, atau perak.
Benda yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda dan potongan logam penyepuh dipasang sebagai anoda yang
dibenamkan dalam larutan garam dari logam penyepuh dan dihubungkan dengan sumber arus searah.
Contoh: untuk melapisi sendok garpu yang terbuat dari besi dengan perak (Ag), maka garpu dipasang sebagai
katoda dan logam perak dipasang sebagai anoda, dengan elektrolit larutan AgNO3.
2. Pemurnian Logam
Logam yang kotor ditempelkan di anode dan logam murni ditempatkan di katode. Larutan yang digunakan adalah
yang mempunyai kation logam tersebut.
Hukum Faraday
Pada tahun 1834 Michael Faraday menemukan fakta bahwa banyaknya perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus
listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dilewatkan.
Hukum I Faraday: Massa zat yang terjadi atau melarut selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah
muatan listrik yang melalui sel elektrolisis
W=
atau
W=e.F
W= berat zat (endapan) yang terjadi (gram)
i = kuat arus (A)
F=ixt
96500
e = berat ekivalen (Ar/valensi)
t = waktu (detik)
96.500 = tetapan Faraday
Contoh Soal 3
1. Larutan NiSO4 (Ar = 59) dialiri arus listrik 10 A selama 1 jam. Tentukan Ni yang mengendap di katoda.
Reaksi:
NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42–
Katoda
: Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s)
Diketahui
Ditanya
Jawab
: e = Ar/valensi
*valensi menyatakan banyaknya elektron yang dilepas/diterima
e = 59/2
e = 29.5
i = 10 A
t = 1 jam = 36000 detik
: W
: W = e x i x t = 29.5 x 10 A x 3600 = 11 gram
96500
96500
Contoh Soal 4
2. Tentukan berat logam perak (Ar Ag = 108) yang diendapkan jika arus listrik sebesar 0.2 Faraday dialirkan ke
dalam larutan AgNO3.
Diketahui : F = 0.2 F
e = Ar/ valensi
Ag+(aq) + e → Ag(s), jadi valensi = 1
Maka
: W = e . F = 108 . 2 F = 21.6 gram
Tugas Kimia 3
4
C. KOROSI
Korosi (perkaratan) adalah teroksidasinya suatu logam dengan zat yang ada di sekitarnya dan menghasilkan senyawa
yang tidak dikehendaki. Dalam kehidupan sehari-hari, besi yang teroksidasi disebut dengan karat. Reaksi pada
perkaratan besi:
Anoda : Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–
Katoda : O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– → 4 OH–(aq)
Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)→Fe2+(aq) + 4 OH–(aq)
Karat besi (Fe2O3. x H2O) merupakan oksidasi lebih lanjut dari Fe2+ dan menjadi Fe3+ dan membentuk Fe2O3 mengikat
air. Faktor yang mempercepat korosi adalah kontak dengan air, tingkat keasaman, konta elektrolit, zat pengotor,
kontak dengan logam lain yang kurang aktif, dan kondisi logam (kerapatan dan kekerasan permukaan).
Pencegahan terhadap korosi besi
1. Proses pelapisan
Besi dilapisi dengan suatu zat yang sukar ditembus oksigen. Hal ini dilakukan dengan cara dicat atau dilapisi dengan
logam lain.
2. Proses perlindungan katoda (proteksi katodik) atau pengorbanan anoda (anodaizing)
Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai katoda, bukan sebagai anoda. Dengan demikian besi
dihubungkan dengan logam lain yang mudah teroksidasi, yaitu logam dengan potensial reduksi lebih negatif dari besi.
Logam yang paling sesuai untuk proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg bertindak sebagai anoda
dan akan terserang karat sampai habis, sedang besi bertindak sebagai katoda tidak mengalami korosi. Aplikasi:
• Untuk melindungi pipa air agar tidak berkarat, pada jarak tertentu pipa dihubungkan dengan lempeng magnesium
yang ditanam dalam bak berisi pasir.
• Untuk melindungi menara besi dari karat, kaki menara dihubungkan dengan lempeng magnesium yang ditanam di
dalam tanah.
TUGAS III
1. Diketahui:
Ag+ ∣ Ag
Cu2+ ∣ Cu
Pb2+ ∣ Pb
Fe2+ ∣ Fe
Zn2+ ∣ Zn
2. Diketahui:
Tentukan E°sel untuk:
a. Zn∣Zn2+ ∣∣ Pb2+∣Pb
b. Zn∣Zn2+ ∣∣ Ag + ∣Ag
c. Fe∣Fe2+∣∣ Cu2+∣Cu
d. Pb∣Pb2+ ∣∣ Cu2+∣Cu
e. Fe∣Fe2+∣∣ Ag+∣Ag
3. Diketahui: Ni2+| Ni
E° = – 0,25 V
Pb2+ ∣ Pb
E° = – 0,13 V
Tentukan:
Tentukan:
a. katoda dan anoda
a. katoda dan anoda
b. reaksi pada katoda dan anoda
b. reaksi pada katoda dan anoda
c. potensial sel standar (E°sel)
c. potensial sel standar (E°sel)
d. notasi sel volta
d. notasi sel volta
4. Larutan AgNO3 (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Tentukan berat logam perak yang dapat
diendapkan. Reaksi di katoda: Ag+(aq) + e → Ag(s)
5. Tentukan berat logam Cu (Ar = 63,5) dapat diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dilewatkan dalam
larutan CuSO4 selama 2 jam. Reaksi di katoda: Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
E° = + 0,80 V
E° = + 0,34 V
E° = – 0,13 V
E° = – 0,44 V
E° = – 0,76 V
Ag+ ∣ Ag
E° = + 0,80 V
Mg2+| Mg
E° = –2,37 V