Tugas Tambahan Kimia Dasar

ELEKTROKIMIA

Disusun oleh :

Galuh Intan Prawesti

ELEKTROKIMIA

Elektrokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari tentang perubahan zat yang

menghasilkan arus listrik atau perubahan kimia yang disebabkan oleh arus listrik

yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

Macam macam elektrokimia :

1. Sel Galvanik : Perubahan energi dari energi kimia menjadi energi

listrik

2. Sel Elektrolisis : Perubahan energi dari energi listrik menjadi energi

kimia

Sebelum mengenal elektrokimia, lebih baik mamahami reaksi redoks terlebih

dahulu .

Konsep Reduksi Oksidasi (Redoks)

Pada mulanya, pembahasan reaksi redoks hanya meliputi zat zat yang

mengandung oksigen saja. Reaksi oksidasi dianggap sebagai reaksi penambahan

oksigen, dan reaksi reduksi adalah reaksi pengurangan oksigen. Tetapi, saat ini

pengertian redoks diperluas menjadi reaksi perpindahan elektron. Reaksi oksidasi

adalah peristiwa pelepasan elektron, dimana suatu zat memberikan elektron

kepada lainnya.

Contoh : Cu Cu2+ + 2e-

Sedangkan reaksi reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron, dimana suatu

zat menerima elektron dari zat lain.

Contoh : Cu2+ + 2e- Cu

Senyawa yang mengalami oksidasi disebut sebagai reduktor, dan senyawa yang

mengalami reduksi disebut sebagai oksidator.

Bilangan Oksidasi

Muatan dari suatu spesi dikatakan sebagai bilangan oksidasi (biloks). Biloks

digunakan untuk menentukan apakah terjadi reaksi redoks atau tidak.

Aturan penentuan biloks adalah :

a. Unsur murni atau senyawa beratom sejenis memiliki biloks nol

b. Atom H memiliki biloks +1, kecuali pada senyawa hidrida seperti CH4,

NH3, NaH, biloks atom H adalah -1

c. Atom O memiliki biloks -2, kecuali pada senyawa

o F2O biloks O = +2

o Senyawa peroksida (H2O2, Na2O2) biloks O = -1

d. Atom logam memiliki biloks positif (+) sesuai valensi logam tersebut

e. Jumlah total biloks seluruh atom dalam senyawa netral = nol

f. Jumlah total biloks seluruh atom dalam ion = muatan ion

Penyetaraan Reaksi Redoks

Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi)

atau cara setengah reaksi.

Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)

- Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi

- Tulis perubahan biloks yang terjadi

- Samakan jumlah elektron dengan menambahkan koefisien

- Hitung jumlah muatan kiri dan kanan

Jika muatan kiri > kanan tambahkan OH- pada ruas kiri

Jika muatan kiri < kanan tambahkan H+ pada ruas kiri

- Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan

Contoh :

Fe+2 + MnO4- Fe3+ + Mn2+

5Fe+2 + MnO4-

Jumlah muatan kiri = +9 Jumlah muatan kanan = +17

Selisih muatan = +8 di ruas kiri (kiri < kanan)

5Fe+2 + MnO4- + 8 H+ 5Fe3+ + Mn2+

Jumlah H dan O di ruas kanan dan kiri tidak sama

5Fe+2 + MnO4- + 8 H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O (reaksi

total)

Cara Setengah Reaksi

Untuk menyelesaikan persamaan redoks dengan cara setengah reaksi, maka

langkah langkah yang dilakukan adalah :

Reaksi Suasana Asam Reaksi Suasana Basa

Tulis masing masing reaksi reduksi

dan oksidasi

Tulis masing masing reaksi reduksi

dan oksidasi

Setarakan jumlah elektron yang

terlibat

Setarakan jumlah elektron yang

terlibat

Tambahkan satu molekul H2O pada

ruas yang kekurangan satu atom O

Tambahkan dua molekul OH- pada

ruas yang kekurangan satu atom O

Tambahkan satu molekul H+ pada

ruas yang kekurangan satu atom H

Tambahkan molekul H2O pada ruas

yang kekurangan atom H

Tulis reaksi yang sudah setara Tulis reaksi yang sudah setara

+2 +3

+7 +2

Contoh :

Setarakan reaksi berikut

Suasana Asam

1. ClO3- + S2O32- Cl- + S4O6

2-

Jawab :

ClO3- + S2O32- Cl- + S4O6

2-

ClO3- + 6e- Cl-

{2(S2O32-) S4O6

2- + 2e-} x3

ClO3- + 6S2O32- Cl- + 3S4O6

2-

Ruas kanan kekurangan 3 atom O

ClO3- + 6S2O32- Cl- + 3S4O6

2- + 3H2O

Ruas kiri kekurangan 6 atom H

Reaksi total : ClO3- + 6S2O32- + 6H+ Cl- + 3S4O62- + 3H2O

Suasana Basa

2. Cl2 + IO3- IO4- + Cl-

Jawab :

Cl2 + IO3- IO4- + Cl-

Cl2 + 2e- 2Cl-

IO3- IO4- + 2e-

Ruas kiri kekurangan satu atom O

Cl2 + IO3- + 2OH- IO4- + Cl-

Jumlah atom H dan O di ruas kiri dan kanan tidak sama

Reaksi total : Cl2 + IO3- + 2OH- IO4- + Cl- + H2O

Sel Volta

- Terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia ini ditemukan oleh dua

orang ahli kimia Itallia yang bernama Alessandro Guiseppe Volta

dan Luigi Galvani.

- Pada katoda terjadi reduksi dan merupakan kutub positif. Pada

anoda terjadi oksidasi dan merupakan kutub negatif.Jadi katoda

positif, Anoda negatif disingkat KPAN

- Dalam sel volta, reaksi redoks spontan digunakan untuk

menghasilkan arus listrik.

- Terdapat Jembatan Garam (Tabung berbentuk U terbalik yang

berisi larutan garam seperti NaNO3, KCl, KNO3, dll.) Berfungsi

untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion).

- Reaksi redoks spontan adalah reaksi redoks yang berlangsung serta

merta. Contohnya adalah reaksi antara logam zink dengan larutan

tembaga (II) sulfat. Jika sepotong logam zink dimasukan ke dalam

zink sedikit demi sedikit melarut, sedangkan ion tembaga (II)

sulfat diendapkan. Reaksi ini bersifat eksoterm yang ditandai

dengan naiknya suhu larutan. Reaksi yang terjadi dapat dituliskan

sebagai berikut.

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang

larut.

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Pada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi

logam Cu.

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah

reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang

terjadi pada sel galvani adalah:

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

Semakin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

Semakin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi

Notasi Sel Volta

Suatu sel volta dapat dinyatakan dengan suatu notasi singkat

yang disebut diagram sel. Untuk contoh diatas (Zn dan Cu) maka

diagram selnya yaitu :

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

Anoda biasanya digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katoda di

sebelah kanan. Notasi tersebut menyatakan bahwa di terjadi

reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Dua garis sejajar (||) yang

memisahkan anoda dan katoda menyatakan jembatan garam,

sedangkan garis tunggal menyatakan batas antara fase (Zn

padatan sedangkan Zn2+ dalam larutan; Cu2+ dalam larutan,

sedangkan Cu padatan)

Potensial Elektroda Standar (Eo)

Adalah potensial relatif suatu elektroda terhadap elektroda

hydrogen yang diukur pada suhu 25oC dan tekanan (gas) 1

atm, serta konsentrasi ion-ion 1 molar.

Eo hydrogen = 0 karena hydrogen digunakan sebagai

pembanding.

Bila Eo > 0 cenderung mengalami reduksi

Bila Eo < 0 cenderung mengalami oksidasi

Potensial sel (Eo sel)

Eo sel = Eo katoda - Eo anoda

Eo sel = Eo yang mengalami reduksi Eo yang mengalami oksidasi

Katoda adalah elektroda yang mempunyai harga Eo lebih besar

(lebih negatif) sedangkan anoda adalah yang mempunyai Eo lebih

kecil (lebih negatif). Jadi dapat potensial sel dapat ditulis juga :

Eo sel = Eo besar - Eo kecil

Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

Potensial Reaksi Redoks

Potensial Reaksi Redoks sama dengan potensial yang dibentuknya.

Potensial redoks dapat dignakan untuk meramalkan spontan

tidaknya suatu reaksi redoks. Suatu reaksi redoks dapat

berlangsung spontan apabila potensial redoksnya bertanda positif.

Redoks spontan : Eo redoks > 0 (positif)

Jika suatu reaksi redoks tidak spontan, maka reaksi kebalikannya

lah yang berlangsung spontan.

Contoh Soal :

Ditentukan dua elektroda sebagai berikut :

Ag+(aq) + e Ag (s) Eo = +0,79 V

Mg2+(aq) + 2e Mg (s) Eo = -2,34 V

a. Tentukan Eo sel !

b. Tuliskan notasi selnya !

Jawab:

a. Eo sel = Eo katoda - Eo anoda

Eo sel = +0,79 V (-2,34 V)

= +3,13 V

b. Anoda : Mg Mg2+ + 2e Eo = +2,34 V

Katoda : Ag+ + e Ag Eo = +0,79 V |x2

Anoda : Mg Mg2+ + 2e Eo = +2,34 V

Katoda : 2Ag+ + 2e 2Ag Eo = +0,79 V

Reaksi sel : Mg + 2Ag+ Mg2+ + 2Ag Eo = +3,13 V

Ket : Reaksi katode harus dikalikan dengan dua. Akan tetapi,

nilai potensial elektroda tidak bergantung pada koefisien

reaksi. Oleh karena itu potensial katoda (Ag) tidak ikut

dikalikan dengan dua.

Notasi Sel : Mg | Mg2+ || Ag+ | Ag

Persamaan Nernst

Esel = Eosel - ln

Contoh :

Hitung nilai Esel untuk reaksi pada 25oC

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Bila diketahui konsentrasi Zn2+ = 0,4 M dan konsentrasi

Cu2+ = 0,2 M !

Jawab :

Esel = Eosel - ln

Dari contoh soal Eosel, diketahui Eosel untuk reaksi di atas

adalah 1,1 V.

Esel = Eosel - ln

= 1,1 V 8,9.10-3 V

= 1,09 V

Esel = Eosel - ln

Sel Volta dalam kehidupan sehari hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Baterai kering ditemukan oleh Leclanche yang mendapat hak paten atas

penemuannya pada tahun 1866. Dikenal juga 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. Potensial 1 sel aalah 1,5 Volt. Leclanche tidak dapat diisi ulang.

Persamaan reaksinya :

Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e- Mn2O3 + H2O

Anode : Zn Zn2+ + 2e-

Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn Mn2O3 + H2O + Zn

2+

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi

penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodanya

terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodanya terbuat dari logam timbal

yang dilapisi PbO2. Elektrolit yang dipakai yaitu larutan H2SO4

Reaksi penggunaan aki :

Anode : Pb + SO42- PbSO4 + 2e

-

Katode : PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e PbSO4 + 2H2O

Reaksi sel : Pb + 2SO42- + 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)

Korosi

Adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya

yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-

hari korosi disebut juga perkaratan.

Contoh korosi yang paling lazim : perkaratan besi

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen (udara)

mengalami reduksi. Karat logam pada umumnya adalah berupa oksida atau

karbonat. Rumut perkaratan besi adalah Fe2O3 xH2O, suatu zat padat yang

berwarna coklat-merah.

Faktor-faktor yang menyebabkan korosi yaitu air dan oksigen.

Cara pencegahan Korosi Besi:

1. Mengecat

2. Melumuri dengan oli

3. Dibalut dengan plastic

4. Tin planting (pelapisan dengan timah)

5. Galvanisasi (pelapisan dengan zink)

6. Cromium plating (pelapisan dengan krom)

Sel Elektrolisis

1. Reaksi kimia pada katoda

- Ion dari H+ suatu asam direduksi menjadi gas hydrogen

2H+ + 2e H2

- Ion-ion logam larutan alkali, alkali tanah, Al dan Mn tidak

direduksi, yang direduksi adalah air

2 H2O + 2e H2 + 2OH-

- Ion-ion logam lainnya yang tidak termasuk kelompok di atas

direduksi lalu mengendap pada katode

Ni2+ + 2e Ni

Ag+ + e Ag

- Ion-ion yang berasal dari lelehan atau leburan senyawa alkali

& alkali tanah direduksi lalu mengendap di katode (lelehan

& leburan tidak mengandung air)

2. Reaksi kima pada anoda

- Anoda C, Pt, dan Au tidak mengalami perubahan. Karena

C, Pt, dan Au merupakan elektroda inert (sulit bereaksi).

Tapi Ni, Cu, Ag turut mengalami oksidasi.

Ni Ni2+ + 2e

Ag Ag+ + e

- Ion OH- dari basa

- 4OH- 2 H2O + O2 + 4e

- Ion sisa asam yang mengandung oksigen tidak teroksidasi,

yang teroksidasi adalah air.

2 H2O 4H+ + O2 + 4e

- Ion sisa asam yang tidak mengandung oksigen, seperti Cl-,

Br-, I- akan teroksidasi

2Cl- Cl2 + 2e

2Br- Br2 + 2e

2l- I2 + 2e

Aspek Kuantitatif Elektrolisis

Hukum Faraday I

"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding

dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis

tersebut".

Rumus:

w = E x F

w = berat zat hasil elektrolisis

E = massa ekivalen zat elektrolisis

F = jumlah arus listrik

E = v

MrAr )(

atau E = n

MrAr )(

Ar = massa atom relatif

Mr = massa molekul relatif

n = jumlah elektron yang terlibat

F = 96500

it

i = arus (ampere)

t = waktu (detik)

w = n

MrAr )(

x 96500

it

Hukum Faraday II

"Massa 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 = massa zat (garam)

e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh:

Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan

listrik 10 amper selama 965 detik. Hitunglah massa tembaga yang

diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di

anoda pada (OC, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab:

CuSO4 (aq) Cu2+ (aq) + SO42- (aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+ (aq) + 2e- Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+ (aq) +

4 e-

a. massa tembaga:

m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) =

63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

b.

m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4

3,125 : mO2 = 31,25 : 8

mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume O2 (0C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

Kespontanan Reaksi

Suatu reaksi dapat dikatakan spontan apabila memenuhi persyaratan

termodinamika, yaitu energi bebas Gibbsnya (Go) sama dengan nol. Nilai Go

dapat ditentukan dari potensial standar sel dengan rumus

Go = - n F Eosel

Dengan demikian, dapat ditarik kesimpulan bahwa bila suatu sel mempunyai

Eosel positif, maka Go akan negatif dan reaksinya spontan.