ELEKTROKIMIAELEKTROKIMIA

SMA MAARIF NU PANDAANRINSTISAN SEKOLAH KATEGORI MANDIRI2008

Korosi

Hukum Faraday

Sel Elektrokimia

Indikator

Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar

ELEKTROKIMIAELEKTROKIMIA

Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar

STANDAR KOMPETENSI :

2. Memahami reaksi reduksi dan oksidasi dan sel elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.

KOMPETENSI DASAR: 2.2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem

elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam industri

INDIKATOR:• Menggambarkan susunan sel Volta atau sel galvani dan

menjelaskan fungsi tiap bagiannya• Menuliskan lambang sel dari reaksi – reaksi yang terjadi

pada sel Volta• Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial

standar dan membandingkan hasil pengukuran dengan hasil perhitungan

• Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan berdasarkan hasil pengamatan

• Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta

• Menjelaskan prinsip sel – sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan

• Menuliskan reaksi yang terjadi pada katode dan anode dari elektroda suatu larutan atau cairan

• Merancang dan melakukan percobaan tentang sel elektrolisis

• Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian suatu logam

Indikator

Sel Elektrokimia

Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik.Sel Elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu anode dan katode serta larutan elektrolit.

Berdasarkan prinsip kerjanya, sel elektrokimia dibedakan menjadi dua yaitu sel Volta ( sel Galvani ) dan sel elektrolisis

Dibawah ini disajikan data perbedaan utama antara sel volta dan sel elektrolisis

Perbedaan Sel Volta Sel Elektrolisis

Perubahan

Elektrode

Proses

Energi kimia berubah menjadi energi listrik

Katode : elektrode positif

Anode : elektrode negatif

Katode : terjadi reduksi

Anode : terjadi oksidasi

Energi listrik berubah menjadi energi kimia

Katode : elektrode negatif

Anode : elektrode positif

Katode : terjadi reduksi

Anode : terjadi oksidasi

1 Sel Volta

Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Penemu sel ini seorang ahli kimia berkebangsaan Italia adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745 – 1827 ) dan Lugini Galvani ( 1737 – 1798 )

Reaksi yg terjadi :Katode : Reduksi : Cu2+

(aq) + 2e Cu(s)

Anode : oksidasi : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut :Zn(s) + Cu2+

(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

a. Diagram Sel

Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis, harus ditentukan dahulu logam yang bertindak sebagai katode dan anode

Perhatikan reaksi dibawah ini :

Oksidasi pada anode

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Reduksi pada katode

Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut :

Zn(s), Zn2+(aq) Cu2+

(aq) + Cu(s), Eo = 1,1 volt

Latihan Soal

1. Bagaimana cara menuliskan diagram sel untuk reaksi Fe (s) + Cu2+

(aq) Fe2+(aq) + Cu(s), yang

berlangsung pada keadaan standar dan konsentrasi masing – masing larutan 0,2 M.

2. Diketahui diagram sel seperti dibawah iniCo(s) Co2+

(aq) Ni2+(aq) Ni(s)

a. Tuliskan persamaan reaksi selnyab. Tentukan logam yang bertindak sebagai katode dan sebagai anode

b. Potensial Elektode Standar

Potensial elektrode adalah perbedaan potensial diantara kedua sel tersebut.Oleh karena harga potensial elektrode tidak dapat diukur, maka harus digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar.Elektrode pembanding yang biasanya digunakan adalah elektrode hidrogen karena dianggap memiliki harga potensial elektrode sama dengan nol.

Example :Suatu sel Volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode hidrogen standar. Voltmeter menunjuk angka 0,34 volt. Berapakah harga potensial elektrode Cu ?

Jawab :

Katode : Cu2+(aq) + 2e Cu(s)

Anode : H2(g) 2H+(aq) + 2e

Eosel = Eo

di katode – Eodi anode

Eosel = Eo

Cu2+ l Cu – EoH2 l H+

0,34 = EoCu2+ l Cu – Eo 0

0,34 = EoCu2+ l Cu

c. Potensial Sel

Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada persamaan dibawah ini :Eosel = Eoyang mengalami reduksi – Eo yang mengalami oksidasiKet. : reaksi berlangsung apabila Eo sel mempunyai harga positif

Selain itu kita bisa juga menggunakan deret tegangan logam yang lebih dikenal dengan “deret Volta logam”. Dimana fungsi dari deret logam volta adalah untuk mengetahui apakah reaksi tersebut bisa berlangsung spontan atau tidak, jadi unsur yang berada di kiri mampu mereduksi unsur yang berada disebelah kanannya.

Adapun deret volta seperti dibawah ini :

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Zn – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt - Au

Example :1. Apakah reaksi : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu dapat berlangsung

Jawab : Oksidasi

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu reduksi

Cara I :Reaksi kita bagi atas 2 buah setengah reaksi, yaitu :Oksidasi : Zn Zn2+ + 2e ; Eo = +0,76 voltReduksi : Cu2+ + 2e Cu ; Eo = +0,34 volt

Jumlah : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu ; Eosel = +1,1 volt

Harga Eo positif, berarti reaksi dapat berlangsung

Cara II :Dengan menggunakan rumus :Eo

sel = Eoreduksi – Eo

oksidasi

Eosel = Eo

Cu – EoZn

Eosel = +0,34 – ( – 0,76 )

Eosel = +1,1 volt

Harga Eo positif berarti reaksi dapat berlangsung

Latihan Soal

Dengan melihat daftar harga potensial elektrode standar, tentukan potensial sel dari :a. Mg/Mg2+ // Zn2+/Znb. Ni/Ni2+ // Cu2+/Cuc. Cr/Cr2+ // Ni2+/Nid. Mg/Mg2+ // Ni2+/Nie. Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu

d. Macam – macam Sel Volta

Sel Volt dibagi menjadi 2, yaitu :1. Sel Volta Primer : sel yang tidak bisa diisi kembali

a. Sel kering seng karbon atau bateraib. Baterai alkalinec. Baterai merkurid. Baterai perak oksida

2. Sel Volta Sekunder : sel yang bisa diisi kembali

a. Aki timbalb. Sel nikel - kadmiumc. Sel bahan bakar

2 Sel Elektrolisis

Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Biasanya senyawa yang dielektrolisis berupa senyawa yang bersifat elektrolit. Sel elektrolisis banyak digunakan dalam pelapisan logam

Reaksi yang terjadi pada elektrode – elektrode Sel Elektrolisis

Katode : Elektrode Positif (Terjadi reaksi reduksi) Anoda : Elektrode Negatif (Terjadi reaksi oksidasi)

1. Asam : 2H+ + 2e H2

2. Larutan ion golongan IA, IIA, Al3+, dan Mn2+. Ion – ion tersebut tidak dapat direduksi, yang direduksi pelarut airnya. 2H2O + 2e H2 + 2OH-

3. Lelehan (tanpa air) dari ion golongan IA, IIA, Al3+, dan Mn2+. Ion – ion tersebut akan tereduksi, misalnya : Na+ + e Na Cu2+ + 2e Cu Cd2+ + 2e Cd

1. Basa : 4OH- 2H2O + 4e

2. Larutan sisa asam oksi, yaitu sisa asam yang mengandung oksigen seperti SO42-, NO3-, dan PO43-. Sisa asam oksi tersebut tidak dapat dioksidasi. Sebagai penggantinya yang akan dioksidsi adalah pelarut airnya. 2H2O O2 + 4H+ + 4e

3. Ion halogen akan teroksidasi menjadi unsurnya 2X- X2 + 2e misalnya : 2F- F2 + 2e 2Cl- Cl2 + 2e 2Br- Br2 + 2e

Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya :1. Penyepuhan atau pelapisan Logam ( Elektroplating )2. Pemurnian logam3. Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya pembuatan F2 dengan elektrolisis

HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan MgCl24. Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya pembuatan NaOH dari elektrolisis

larutan NaCl dan KClO3 dari elektrolisis larutan KCl.

Latihan Soal

Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila larutan dibawah ini dielektrolisis

1.Larutan Natrium Sulfat2.Larutan Asam Nitrat3.Larutan Kadmium Sulfat

Hukum Faraday

Dalam sel elektrolisis juga dapat ditentukan banyaknya logam yang akan direduksi di katode. Penghitungan tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan hukum Faraday. Faraday mengatakan “bahwa jumlah perubahan kimia yang dihasilkan dalam suatu proses elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan”.Sehingga perumusan tersebut dapat ditulis sebagai berikut :

W F atau W = e . F

Keterangan : 1 F ( Faraday ) = 1 mol elektron = 96.500 coulomb ( C ) 1 coulomb = 1 Ampere ( A ) x 1 detik ( det )

Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan waktu selama t detik, maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I adalah

gram F . e gram 96.500

t. i . e W

(total) Valensi

Mr

valensi

Ar e

Hukum Faraday II

e2

e1

W2

W1

Example :Larutan AgSO4 pekat dielektrolisis menggunakan elektrode Pt dengan kuat arus 15 ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak yang mengendap, apabila diketahui Ar Ag = 108

Jawab

108 1

108

valensi

Ar Ag e

i = 15 At = 25 menit = 25 X 60 detik = 1.500 detik

gram 25,18 96500

1.500 X 15 X 108

96.500

t. i . e W

Latihan Soal

1. Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 mL larutan CuSO4 1 M. Berapakah waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat arus 40 A.

2. Pada elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2,24 L gas hidrogen ( STP ). Jika jumlah muatan yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat. Hitung berapa gram perak yang mengendap di katode. ( Ar Ag = 108 )

3. Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng, ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0,4 Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion tersebut. Hitunglah massa perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap.

4. Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa menit waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 0,20 gram krom dalam elektrolisis krom (II) klorida ?

Korosi

Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan – lahan dan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia.

Reaksi yang terjadi pada proses korosi :2Fe + O2 2FeO2FeO + ½O2 Fe2O3 atau 4FeO + O2 2Fe2O3

Korosi ini terjadi karena senyawa feri oksida sangat mudah membentuk kompleks dengan air sehingga terbentuk Fe2O3.H2O, dan senyawa tersebut dikenal dengan istilah karat besi.

Beberapa faktor yang menyebabkan korosi, yaitu :1. Air2. Udara3. Gas CO2

4. Gas SO2

Pencegahan Korosi :

1. Perlindungan Mekanis

Perlindungan mekanis dilakukan supaya permukaan logam tidak berhubungan dengan oksigen dan air di udara. Misalnya dicat, diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain

a. Besi yang dilapisi SengBesi ( Eo = -0,44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( Eo = -0,76 V ) daripada dilapisi dengan timah ( Eo = -0,14 V ). Karena apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO2 di udara dan partikel – partikel lain akan terjadi sel volta mini. Dimana Zn menjadi anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi lebih dahulu karena Eo-nya lebih kecil dari pada Fe sehingga korosi elektrolitik tidak terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut :Anode ( - ) : Zn Zn2+ + 2eKatode ( + ) : 2H2O + 2e H2 + 2OH-

2. Perlindungan Elektrokimia

Perlindungan elektrokimia bertujuan mencegah terjadinya korosi elektrolitik ( reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam ). Perlindungan elektrokimia ini disebut juga perlindungan katode ( proteksi katodik ) atau pengorbanan anode ( anodaising )

Contoh – contoh proteksi katodik

a. Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan dengan logam Mg ( berupa lempeng )

b. Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara dengan lempeng magnesium

c. Baling – baling kapal laut

Latihan Soal

1. Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi2. Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi ?

Jelaskan3. Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ? Sebutkan contohnya.

Web Kimia = http://teacher/swd

Web Kelas XII IPA1 = http://teacher/cl@sic

E-mail : mohammad_suwandi@yahoo.co.id