Sel ElektrokimiaDalam sel elektrokimia berlangsung proses elektrokimia,yaitu suatu proses reaksi kimia menghasilkan arus listrik, atau sebaliknya, arus listrik menyebabkan terjadinya suatu reaksi kimia. Sel elektrokimia digunakan secara luas dalam kehidupan sehari-hari, misalnya dalam proses pemurnian logam, penyepuhan logam, dan pada berbagai peralatan elektronika( baterai dan akumulator). Energi listrik dalam peralatan elektronik tersebut di peroleh dari hasil reaksi kimia berupa reaksi redoks yang berlangsung spontan. Dalam reaksi redoks terjadi transfer atau perpindahan elektron dari suatu unsur ke unsur yang lain.Aliran elektron ini merupakan aliran arus listrik. Pada suatu baterai atau aki yang sedang digunakan, berlangsung reaksi kimia yang menghasilkan arus listrik. Kebalikan proses tersebut adalah penggunaan energi listrik untuk menghasilkan rekasi kimia.Misalnya pada penyepuhan logam dan penyetruman aki. Berdasarkan uraian tersebut, Anda mengetahui bahwa sel elktrokimia dibagi dua berdasarkan reaksinya, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.

Sel VoltaSel Volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks dan menghasilkan arus listrik.Reaksi yang berlangsung bersifat spontan. Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif). Susunan sel volta adalah :

Notasi sel : Y / ion Y // ion X / X Logam X mempunyai potensial reduksi yang lebih positip dibanding logam Y , sehingga logam Y bertindak sebagai anoda dan logam X bertindak sebagai katoda. Jembatan garam mengandung ion-ion positif dan ion-ion negative yang berfungsi menetralkan muatan positif dan negative dalam larutan elektrolit. Contoh: 1. Gambarkan rangkaian sel volta yang terdiri atas elektroda magnesium dan seng, jika potensial electrode Mg2+/Mg = 2,38 volt , Zn2+/ Zn = 0,76 volt. Jawab : Gambar sel Volta elektroda Mg dan Zn

Penjelasan : potensial reduksi logam magnesium lebih negative dari potensial reduksi logam zeng, sehingga logam magnesium bertindak sebagai anoda dan logam seng bertindak sebagai katoda. Beda potensial Sel dirumuskan : 1. Untuk keadaan standar dengan konsentrasi larutan 1 molar Eosel = Ekatoda E anoda 2. Untuk keadaan standar dengan konmsentrasi larutan tidak 1 molar

n = jumlah electron

Contoh : Hitunglah beda potensial sel reaksi redok berikut : a. Zn / Zn2+ // Ag+ / Ag b. Zn / Zn2+ 0,2 M // Cu2+ 0,1 M // Cu Jawab: a). Gunakan rumus : Eosel = Ekatoda E anoda = + 0,80 ( 0,76) = + 1,56 volt b). Gunakan rumus :

= +0,34 ( 0,76 ) + (0,059/2) log 0,2 / 0,1 = + 1,4285 volt

Deret VoltaLi K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au Pada Deret Volta, unsur logam dengan potensial elektrode lebih negatif ditempatkan di bagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektrode yang lebih positif ditempatkan di bagian kanan. Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron) Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi)

Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron) Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)

Kegunaan Sel Volta

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl. Persamaan reaksinya : Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e " Mn2O3 + H2O Anode : Zn " Zn2+ + 2e Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn " Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2. Reaksi penggunaan aki : Anode : Pb + SO4 2- " PbSO4 + 2e Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e " PbSO4 + 2H2O Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ " 2PbSO4 + 2H2O Reaksi Pengisian aki : 2PbSO4 + 2H2O " Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik. Reaksi yang terjadi : Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) " Zn(OH)2(s) + 2e Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e " 2Ag(s) + 2OH-(aq) Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) " Zn(OH)2(s) + 2Ag(s) Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V 4. Sel Nikel Cadmium (Nikad) Sel Nicad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik : NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2 5. Sel Bahan Bakar Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi : Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) 4H2O(l) + 4e Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e 4OH-(aq) Reaksi sel : 2H2(g) + O2 2H2O(l)

Sel ElektrolisisSel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Reaksi Pada Katode Reaksi pada Anode

- ion logam aktif (golongan IA, IIA, Al, dan - ion-ion yang mengandung atom dengna bilangan Mn) yang tereduksi adalah air oksidasi maksimum, misalnya SO42- atau NO3yang teroksidasi adalah air 2H2O + 2e 2OH- + H2 2H2O 4H+ + 4e + O2 - kation lainnya yang tereduksi adalah kation itu sendiri - ion-ion halida (X-),dioksidasi menjadi halogen (X2) Lx+ (aq)+ ne L (s) 2XX2 + 2e - ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2) - ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen

2H+ + 2e

H2

4OH-

2H2O + 4e + O2

- jika yang dielektrolisis adalah leburan (cairan) elektrolit tanpa air, maka akan diperoleh logam endapan pada permukaan katode (reaksi pada point 2)

-pada proses penyepuhan dan pemurnian logam, maka yang dipakai sebagai anode adalah suatu logam (buka Pt, C, Au), sehingga anode (logam) mengalami oksidasi dan larut

Hukum Faraday IFaraday mengamati peristiwa elektrolisis melalui berbagai percobaan yang dia lakukan. Dalam pengamatannya jika arus listrik searah dialirkan ke dalam suatu larutan elektrolit, mengakibatkan perubahan kimia dalam larutan tersebut. Sehingga Faraday menemukan hubungan antara massa yang dibebaskan atau diendapkan dengan arus listrik. Hubungan ini dikenal dengan Hukum Faraday. Menurut Faraday 1. Jumlah berat (massa) zat yang dihasilkan (diendapkan) pada elektroda sebanding dengan jumlah muatan listrik (Coulumb) yang dialirkan melalui larutan elektrolit tersebut. 2. Masa zat yang dibebaskan atau diendapkan oleh arus listrik sebanding dengan bobot ekivalen zat-zat tersebut. Dari dua pernyataan diatas, disederhanakan menjadi persamaan :

dimana, M = massa zat dalam gram e = berat ekivalen dalam gram = berat atom: valensi i = kuat arus dalam Ampere t = waktu dalam detik F = Faraday

Dalam peristiwa elektrolisis terjadi reduksi pada katoda untuk mengambil elektron yang mengalir dan oksidasi pada anoda yang memberikan eliran elektron tersebut. Dalam hal ini elektron yang dilepas dan yang diambil dalam jumlah yang sama. Bobot zat yang dipindahkan atau yang tereduksi setara dengan elektron, sehingga masa yang dipindahkan merupakan gram ekivalen dan sama dengan mol elektron. Faraday menyimpulkan bahwa Satu faraday adalah jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan satu ekivalen zat pada elektroda.

Hukum Faraday IIMassa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut. Rumus:m1 : m2 = e1 : e2

m e PBO

= massa zat = berat ekivalen = perubahan bilangan oksidasi

Kegunaan Sel ElektrolisisElektrolisis banyak digunakan dalam bidang industri, di antaranya pada pembuatan beberapa bahan kimia, pemurnian logam dan penyepuhan. 1. Pembuatan Beberapa Bahan Kimia Beberapa bahan kimia seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas klorin, dan natrium hidroksida dibuat secara elektrolisis. Contoh: Pembuatan logam natrium dengan mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl2 2. Pemurnian Logam

Pada pengolahan tembaga dari bijih kalkopirit diperoleh tembaga yang masih tercampur dengan sedikit perak, emas, dan platina. Untuk beberapa keperluan dibutuhkan tembaga murni, misalnya untuk membuat kabel. Tembaga yang tidak murni dipisahkan dari zat pengotornya dengan elektrolisis. Tembaga yang tidak murni dipasang sebagai anoda dan tembaga murni dipasang sebagai katoda dalam elektrolit larutan CuSO4 tembaga di anoda akan teroksidasi menjadi Cu2+ selanjutnya Cu2+ direduksi di katoda. 3. Penyepuhan Logam Suatu produk dari logam agar terlindungi dari korosi (perkaratan) dan terlihat lebih menarik seringkali dilapisi dengan lapisan tipis logam lain yang lebih tahan korosi dan mengkilat. Salah satu cara melapisi atau menyepuh adalah dengan elektrolisis. 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 baja dengan perak, maka garpu dipasang sebagai katoda dan logam perak dipasang sebagai anoda, dengan elektrolit larutan AgNO3. Korosi (Perkaratan) Korosi 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 Anda mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi korosi, tentunya Anda 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. 1) Melapisi logam dengan cat, minyak atau oli, plastik atau dengan logam lain yang tahan korosi misalnya krom, nikel, perak, dan sebagainya. 2) 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.

3) Membuat alloy atau paduan logam, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni)