elektrokimia - Suka Suka Kimia

TUGAS 1
ELEKTROKIMIA
Di kelas X, anda telah mempelajari bilangan oksidasi dan 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).
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. Ilmu kimia yang mempelajari aspek-aspek listrik pada proses kimia
dinamakan elektrokimia.
Tempat berlangsungnya perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya dinamakan sel.
Sel terdiri dari dua elektroda (kutub, penghantar) dan larutan elektrolit. Elektroda dibedakan menjadi katoda
(mengalami reduksi) dan anoda (mengalami oksidasi). Sel elektrokimia dapat dibedakan menjadi sel volta
dan sel elektrolisis. Persamaan dan perbedaan kedua sel tampak pada tabel berikut:
Sel Volta
Sel Elektrolisis
Mengubah energi kimia menjadi energi listrik
Mengubah energi listrik menjadi energi kimia
Katoda sebagi kutub positif, anoda sebagai kutub Katoda sebagi kutub negatif, anoda sebagai
negatif
kutub positif
Mengalami reaksi redoks spontan menghasilkan Mengalami reaksi redoks tidak spontan
energi listrik
(memerlukan energi listrik)
Komponen: elektroda (katoda dan anoda) dan elektrolit
Reaksi yang terjadi merupakan reaksi redoks
Pada katoda terjadi reaksi reduksi, pada anoda terjadi reaksi oksidasi
Mengingat kembali
REAKSI REDOKS
Reaksi redoks (reduksi – oksidasi) adalah reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi. Bilangan
oksidasi adalah angka yang menunjukkan jumlah elektron suatu atom yang dilepaskan atau diterima
suatu senyawa. Bilangan oksidasi (bilok) dapat bernilai positif, negatif, maupun netral atau nol (Lihat
kembali modul kelas X). Perhatikan reaksi berikut:
Fe2O3 (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g)
Bilok : +3
+2
0
+4
Dari contoh reaksi di atas, terlihat bahwa terjadi perubahan bilangan oksidasi pada Fe yaitu dari +3
turun menjadi 0, sehingga reaksi tersebut merupakan reaksi reduksi, sedangkan pada C, bilangan
oksidasi naik dari +3 menjadi +4, sehingga merupakan reaksi oksidasi.
SEL VOLTA/SEL GALVANI
Sel Volta ditemukan oleh Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800). Sel volta diaplikasikan
secara luas dalam kehidupan sebagai sumber arus untuk menghasilkan tenaga listrik, misalnya sel aki, baterai
kering, baterai nikel-kadmium, baterai Li-ion, dan sel hidrogen-oksigen. Dalam perkembangannya, sel volta
mendasari sejumlah sumber energi alternatif berbahan alam, misalnya baterai kentang, baterai buah, dan
sebagaimya.
Mari bereksperimen
BATERAI KENTANG
Alat dan bahan yang dibutuhkan:
Susun alat sebagai berikut:
1. Kentang dapat diganti buah lainnya
2. Lampu LED
3. Kabel
4. Penjepit buaya
5. Lempengan tembaga
6. Lempengan seng
Baterai ini dapat menghasilkan tegangan 1,1 Volt
Tugas 1: Elektrokimia
1
Pada baterai kentang, besi berperan sebagai katoda (kutub positif) sedangkan tembaga berperan
sebagai anoda (kutub negatif). Bagaimana cara menentukan katoda dan anoda?
Potensial elektroda
Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (E). Potensial elektroda
menunjukkan kecenderungan suatu elektroda akan lebih mudah tereduksi atau lebih mudah teroksidasi.
Potensial elektroda berkaitan dengan potensial reduksi. Potensial elektroda yang diukur pada keadaan standar
(25 ºC; 1 atm; konsentrasi ion 1 M) dinamakan potensial elektroda standar (Eº). Elektroda standar yang
digunakan adalah elektroda hidrogen. Potensial elektroda hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).
Elektrode yang lebih mudah tereduksi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial reduksi
positif sedangkan elektrode yang lebih mudah teroksidasi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial
reduksi negatif. Besarnya potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi tetapi berlawanan tanda. Berikut
adalah daftar beberapa potensial elektroda.
Reaksi
Eº / Volt
Mudah teroksidasi : anoda
3+
3+
Al + 3e → Al
atau Al |Al
– 1,66
Zn2+ + 2e → Zn
Zn2+|Zn
– 0,76
2+
Fe + 2e → Fe
Fe2+|Fe
– 0,44
Co2+ + 2e → Co
Co2+|Co
– 0,28
Ni2+ + 2e → Ni
Ni2+|Ni
– 0,25
Sn2+ + 2e → Sn
Sn2+|Sn
– 0,14
Pb2+ + 2e → Pb
Pb2+|Pb
– 0,13
+
+
2 H + 2e → H2
H |H2
0,00
Cu2+ + 2e → Cu
Cu2+|Cu
+ 0,34
Ag+ + e → Ag
Ag+|Ag
+ 0,80
Mudah tereduksi : katoda
3+
Au + 3e → Au
Au3+|Au
+ 1,50
Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan
potensial sel (Eºsel) yaitu beda potensial antara anoda dan katoda. Reaksi dapat berlangsung apabila Eºsel
bernilai positif.
Menentukan katoda dan anoda
Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (Eº). Pada katoda terjadi reaksi
reduksi sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sehingga katoda harus lebih positif dari anoda.
Contoh pada baterai kentang, elektroda yang digunakan seng (Zn) dan tembaga (Cu), maka:
Diketahui: Zn2+ + 2e → Zn
E° = + 0,76 V
*) Data dapat dilihat dari tabel di atas
Cu2+ + 2e → Cu
E° = – 0,34 V
• 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.
Karena data di atas adalah data potensial reduksi, maka untuk reaksi oksidasinya adalah kebalikan dari reaksi
reduksi tersebut. Contoh:
• Reaksi reduksi
: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
E° = – 0,76 V
• Reaksi oksidasinya : Zn2+ + 2e → Zn
E° = + 0,76 V
sehingga reaksi yang terjadi pada baterai kentang tersebut adalah:
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
E° = + 0,76 V
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 atau oksidasi ∣∣ reduksi atau anoda||katoda
Jadi, energi listrik yang dihasilkan oleh baterai kentang tersebut adalah 1,1 Volt
Besarnya potensial sel ( E°sel) dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial
elektroda unsur-unsur 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)
Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s)
Tentukan E°sel dari kedua elektroda.
Tugas 1: Elektrokimia
E° = + 0,34 V
E° = + 0,80 V
2
Jawab:
E°Cu lebih negatif dari E°Ag, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anoda sedangkan Ag
mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda
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)
Cu + 2 Ag+ → Cu 2+ + 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 + Ag+ → Zn2+ + Ag
Esel = + 1.56 V
2+
+
atau: Zn∣Zn ∣∣ Ag ∣Ag
Esel = + 1.56 V
Contoh soal 3
Diketahui:
Ag+∣Ag
E° = + 0,80 V
Zn2+∣Zn
E° = – 0,76 V
Tentukan potensial sel dari Ag| Ag+ || Zn2+| Zn. Prediksikan apakah reaksi tersebut dapat berlangsung.
Jawab:
Ag| Ag+ || Zn2+| Zn atau anoda||katoda
maka Ag mengalami oksidasi (anoda) sedangkan Zn mengalami reduksi (katoda)
A: Ag(s) → Ag+(aq) + 1 e–
E° = – 0,80 V
Zn2+ + 2e → Zn
E° = – 0,76 V
Ag| Ag+ || Zn2+| Zn
E° = – 1,56 V. Karena potensial selnya bertanda negatif, maka reaksi
tersebut tidak berlangsung
Aplikasi Sel Volta
Dalam kehidupan sehari-hari, sel volta banyak digunakan sebagai sumber arus listrik yang dihasilkan
dari suatu reaksi kimia, seperti untuk radio, kalkulator, televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain.
Berikut contoh sel volta yang ada disekitar kita.
1. Baterai Biasa
Baterai yang sering kita gunakan disebut juga sel kering atau sel Lecanche. Dikatakan sel kering karena
jumlah air yang dipakai sedikit (dibatasi). Sel ini terdiri atas:
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.
Reaksinya
Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
Katode : 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 e– → Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)
2. Baterai Alkaline
Pada baterai alkaline dapat dihasilkan energi dua kali lebih besar dibanding baterai biasa. Sel ini terdiri
atas:
Anode : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah.
Katode : Oksida mangan (MnO2).
Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH).
Reaksinya
Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
Katode : 2 MnO2 + H2O + 2 e– → Mn2O3(s) + 2 OH–
Tugas 1: Elektrokimia
3
SEL ELEKTROLISIS
Sel Elektrolisis ditemukan oleh Michael Faraday. Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan
elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi
kimia disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis banyak dimanfaatan untuk penyepuhan logam (elektroplating),
pemurnian logam, pembuatan beberapa bahan kimia.
Ketentuan pada sel elektrolisis
*akan dipelajari elektrolisis lelehan dan elektrolisis larutan dengan elektroda inert (tidak aktif), misalnya
elektroda karbon (C) dan platina (Pt)
Elektrolisis Lelehan
Sel bentuk ini hanya berlaku untuk senyawa ionik dengan tidak ada zat pelarut (tidak ada H2O). Hanya ada
kation dan anion.
Katode : Kation langsung direduksi
: X+(aq) + e– → X(s)
Anode : Anion langsung dioksidasi
: Y(s) → Y+(aq) + e–
Contoh
Tuliskan reaksi elektrolisis lelehan NaCl dengan elektrode platina!
Jawab:
NaCl(l) → Na+ + Cl–
............... × 2 (untuk menyetarakan elektron)
Katode : Na++ e– → Na(s)
............... × 2 (untuk menyetarakan elektron)
Anode : 2 Cl– → Cl2(g) + 2 e– ............... × 1
2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g)
Elektrolisis Larutan
1. Reaksi di katoda (reduksi)
Yang bereaksi adalah kation (ion positif)
a. Ion H+ tereduksi menjadi gas H2: 2H+(aq) + 2e → H2(g)
b. Ion-ion logam
• Ion-ion logam alkali (golongan IA, contoh: Na+, K+) dan alkali tanah (golongan IIA, contoh: Ca2+,
Mg2+) serta Al3+, Mn2+ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut).
2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq)
• Ion-ion logam selain alkali dan alkali tanah serta Al3+, Mn2+ tereduksi menjadi logamnya.
Contoh: Ni2+ (aq) + 2e → Ni (s)
2. Reaksi di anoda (oksidasi)
Yang bereaksi adalah anion (ion negatif)
a. Ion OH- teroksidasi menjadi H2O dan gas O2
4OH- (aq) → 2H2O (l) + O2 (g) + 4e
b. Ion sisa asam halida (Cl-, Br-, I-) teroksidasi menjadi molekulnya.
Contoh : 2Br- (aq) → Br2 (l) + 2e
c. Ion sisa asam oksi (SO42-, NO3-, CO32-) tidak teroksidasi, yang teroksidasi adalah air (pelarut).
2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e
Contoh Soal 1
1. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda karbon
Langkah:
• Ionisasikan larutan menjadi kation (ion positif) dan anion (ion negatif)
CaCl2 → Ca2+ + 2 ClAnion: Cl-, Kation: Ca2+
• Lihat ketentuan untuk masing-masing ion, anoda: Cl- (lihat 2b), katoda: Ca2+ (lihat 1b)
Anoda : 2Cl- (aq)
→ Cl2 (g) + 2e
*ion sisa asam halida (lihat ketentuan 2b)
Katoda : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq) +
* Ca2+ = alkali tanah (lihat ketentuan 1b)
2Cl (aq) + 2H2O (l)
→ Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH (aq)
Contoh Soal 2
2. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt)
Jawab: Reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt)
NaNO3 → Na+ + NO3*lihat ketentuan, anion: NO3- (lihat 2c), kation: Na+ (lihat 1b)
Anoda
: 2H2O (l)
→ 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e |x1|
Katoda
: 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + OH- (aq)
|x2| *dikali dua untuk menyetarakan elektron
6H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 2H2 (g) + 4OH- (aq)
Tugas 1: Elektrokimia
4
Contoh Soal 3
3. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon
Jawab: reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon
NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42–
*lihat ketentuan, anion: SO 42- (lihat 2c), kation: Ni2+ (lihat 1b)
+
Anoda
: 2 H2O(l) → 4 e + 4 H (aq) + O2(g)
|x1|
Katoda
: Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s)
|x2|
2 H2O(l) + Ni2+(aq) → 4 H+(aq) + O2(g) + Ni(s)
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)
e = berat ekivalen (Ar/valensi)
i = kuat arus (A)
t = waktu (detik)
F=ixt
96500
96.500 = tetapan Faraday
Contoh Soal 1
1. Larutan NiSO4 (Ar = 59) dialiri arus listrik 10 A selama 1 jam. Tentukan Ni yang mengendap di katoda.
Jawab:
NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42–
Katoda
: Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s)
*lihat ketentuan elektrolisis larutan
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 2
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
Kegunaan Sel Elektrolisis
1. Proses Penyepuhan/Pelapisan Logam
Logam besi/baja mudah terkena korosi/karat. Untuk melindungi besi/baja dari korosi, maka besi/baja
dilapisi suatu logam yang sukar teroksidasi, seperti nikel (Ni), timah (Sn), krom (Cr), perak (Ag), atau emas
(Au). Prinsip kerja penyepuhan/pelapisan logam adalah sel elektrolisis larutan dengan menggunakan elektrode
yang bereaksi. Contoh proses penyepuhan/pelapisan logam besi dengan emas dengan menggunakan larutan
AuCl3(aq) sebagai penghantar.
Reaksi
: AuCl3(aq) → Au3+(aq) + 3 Cl–(aq)
Katode (Besi) : Au 3+(aq) + 3 e– → Au(s)
Anode (Emas) : Au(s) → Au3+(aq) + 3 e–
2. Proses Pemurnian Logam Kotor
Prinsip pemurnian logam transisi dengan menggunakan reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode
yang bereaksi. Logam yang kotor ditempelkan di anode dan logam murni ditempatkan di katode. Larutan
yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut.
Tugas 1: Elektrokimia
5
SOAL (UNTUK TUGAS 1)
Tentukan reaksi berikut merupakan reaksi redoks atau bukan redoks. Jika merupakan reaksi
redoks, tentukan perubahan bilangan oksidasinya.
1. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
2. ZnS + HNO3 → ZnSO4 + N2O + H2O
Tentukan katoda dan anoda dari elektroda berikut agar reaksi dapat berlangsung dan tentukan
potensial selnya.
3. Diketahui: Ag+ ∣ Ag
Mg2+| Mg
4. Diketahui: Ni2+| Ni
Pb2+ ∣ Pb
E°
E°
E°
E°
=
=
=
=
+ 0,80 V
–2,37 V
–0,25 V
– 0,13 V
Kerjakan soal no 5 dan no 6 berdasarkan referensi.
5. Aki adalah salah satu aplikasi dari sel volta, tentukan katoda, anoda, serta reaksi yang terjadi pada
pemaiakan aki.
6. Salah satu proses elektrokimia adalah korosi. Jelaskan anoda dan katoda pada reaksi korosi serta jelaskan
cara mencegah korosi.
Tentukan reaksi elektrolisis dari
7. Larutan CaCO3
8. Larutan CuCl2
Aplikasi Hukum Faraday
9. Tentukan berat logam Cu (Ar = 63,5) dapat diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dilewatkan
dalam larutan CuSO4 selama 2 jam.
10. Pada elektrolisis leburan Al2O3 (Ar Al = 27, O = 16) diperoleh logam Al sebanyak 0,255 gram. Tentukan
besarnya arus listrik yang diperlukan.
Tugas 1: Elektrokimia
6