KIMIA

SEL ELEKTROKIMIA

Disusun Oleh :

NURUL ISTIQOMAH

XII IPA-3 / 27

TAHUN AJARAN 2009 – 2010

SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP

Alessandro Volta (1745-1827) lahir di Como, Lombardy (Italy). Volta pensiun pada 1819 dan

meninggal pada 5 Maret 1827 di kota kelahirannya.

A. Sel Volta atau Sel Galvani

Pada 1799 (ketika ia bekerja di Universitas Pavia), Volta berhasil merancang alat yang

dapat merubah energi kimia menjadi energi listrik. Rangkaian alat yang menghasilkan arus listrik

dari reaksi kimia ini selanjutnya disebut Sel Volta,

a. Proses Sel Volta

Dalam suatu sel Volta selalu terdapat dua elektrode, yaitu katode (kutub positif) dan

anode(kutub negatif).

1. Katode

a. Merupakan kutub positif

b. Terjadi reaksi reduksi

c. Tempat diterimanya elektron

d. Tempat tujuan kation

2. Anode

a) Merupakan kutub negatif

b) Terjadi reaksi oksidasi

c) Tempat dilepaskannya elektron

d) Tempat tujuan anion

Contoh : Reaksi redoks pada sel volta

Reaksi oksidasi ( anode ) : Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e-

Reaksi reduksi ( katode ) : Cu2+

(aq) + 2e-

Cu (s)

Reaksi Sel : Zn (s) + Cu2+

(aq) Zn2+

(aq) + Cu (s)

Zn (s)│Zn2+

(aq)║Cu2+

(aq) Cu│(s)

Reaksi oksidasi di ruas kiri (anode) dan reaksi reduksi di ruas kanan (katode), keduanya

dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║). Jrmbatan garam ini berfungsi menyeimbangkan

muatan pada setiap larutan.

b. Perhitungan Potensial Sel

Setiap atom memiliki potensial elektrode yang nilainya relatif terhadap potensial

elektrode atom hidrogen yang bernilai 0 volta.

Contoh : 2H+ ( 1M ) + 2e

- →

H2 (g); R\E

o = 0 volt

Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami

oksidasi), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif. Unsur yang mengalami reaksi

oksidasi dengan hidrogen (hidrogen mengalami reduksi), potensial reduksi unsur tersebut di beri

tanda nigatif.

E sel = Eo katode – E

o Anode

E sel = Eo reduksi – E

o oksidasi

Eo

reduksi = potensial mengalami reduksi

Eo oksidasi = potensial reduksi zat yang mengalami oksidasi

Contoh : E sel = Eo reduksi – E

o oksidasi

: Eo

sel = Eo

Cu2+│Cu –E

oZn

2+│Zn

= ( +0,34 V ) – ( 0,76 V ) = + 1,10 V.

Jika potensial sel hasil perhitungan bertanda poaitif, reaksi dapat berlangsung (spontan).

Adapun jika potensial sel hasil perhitungan negatif, reaksi tidak dapat berlangsung (tidak

spontan).

1) Cara Praktis Menentukan Potensial Sel dan Jenis Elektrode

Cara untuk reaksi selnya yang tidak diketahui

E sel = E + E-

Keterangan :

E sel = potensial Sel reaksi

E + = potensial sel yang lebih positif

E - = potensial sel yang lebih negatif

Jenis elrktrode pada sel Volta dapat ditentukan dengan cara berikut.

a. Katode

Ingat Kation (ion positif), berarti tergolong elektrode positif dan memiliki potensial lebih

besar (E + ).

b. Anode

Ingat anion ( ion negatif ), berarti tergolong elektrode negatif dan memiliki potensial

lebih kecil (E - )

Cara untuk reaksi selnya yang diketahui Esel = Eo

reduksi - Eo

oksidasi

2) Cara Praktis Menentukan Kespontanan Reaksi Redoks

Ada dua cara : Pertama, Carilah apakah yang melakukan reaksi reduksi merupakan E + .

jika ya, berarti reaksi tersebut spontan.

Kedua, Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi

logam pada deret Volta

Deret Volta merupakan urutan unsur-unsur yang disusun berdasarkan data potensial reduksi.

Reaksi pendesakan logam L (s) + M+(aq) L

+(aq) + M (s) L sebagai logam bebas

(dilambangkan (s)) M (dalam deret Volta) sebagai ion dalam larutan (dilambangkan (aq))

Reaksi disebut pendesakan karena logam bebas di sebelah kiri mampu mendesak atau

mereduksi logam di sebelah kanannya.

1. Kegunaan Sel Volta

Digunakan pada alat elektronika, seperti radio, kalkulator, televisi, lampu senter, kendaraan

bermotor, dan telepon genggam.

Baterai biasa atau sel kering kali pertama dipatenkan oleh George Leclanche pada 1866.

Baterai terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode dan batang karbon inert (tidak

reaktif) yang berfungsi sebagai katode. Potensial sel yang dihasilkan sebesar 1,5 volt

Baterai alkali merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada

jenis elektrolitnya. Seng berfungsi sebagai anode, sedangkan katodenya adalah MnO2.

MACAM SEL VOLTA

1. Sel kering atau Sel Leclance

= Katoda : Karbon

= Anode : Zn

= Elektrolit : Campuran berupa pasta MnO2 + NH4CI + sedikit Air

Contoh baterai alkali adalah baterai merkuri. Potensial sel yang dihasilkan oleh baterai merkuri

sebesar 1,3V.

c. Baterai Perak Oksida

Bentuk baterai perak oksida sangat kecil, biasanya digunakan untuk arloji, kalkulator,

atau alat-alat elektronika. Baterai ini menggunakan katode perak oksida dan anode seng,

serta lelktrolit KOH yang berbentuk pasta.

d. Baterai Nikel-Kadmium

Anode yang digunakan adalah kadmium, sedangkan katodenya adalah nikel

e. Sel Aki (Accu)

Aki merupakan salah satu jenis sel Voltayang penting. Aki digunakan sebagai sumber

energi listrik untuk menghidupkan mesin kendaraan bermotor.

Sel Aki

= Katode : PbO2

= Anode : Pb

= Elektrolit : Laurutan H2SO4

= Sel sekunder

B. Sel Elektrolisis

Ilmuan Inggris, Michael Faraday, mengalirkan arus listrik kedalam larutan elektrolit dan

ternyata dalam larutan tersebut terjadi reaksi kimia. Rangkaian alat yang menunjukkan

terjadinya reaksi kimia akibat dialirkannya arus listrik tersebut dinamakan sel elektrolisis.

pada sel elektrolisis, katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub positif.

Pada Sel Elektrolisis, penentuan kutub positif dan negatif ini didasarkan pada potensial

yang diberikan dari luar.

Terdapat tiga kelompok Sel Elektrolisis

a. Sel dengan Elektrolit Lelehan

Umumnya sel dengan Elektrolit lelehan menggunakan elektrode yang tidak breaksi

atau elektrode inert (tidak aktif), yaitu platina (Pt) dan Karbon (C). Sel dengan

elektrolit berbentuk lelehan tidak mengandung pelarut (air), hanya mengandung

kation dan anion

Anodisasi adalah proses terbentuknya suatu lapisan oksida logam.

b. Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Reaktif (Elektrode Pt/C)

1) Reaksi pada Katode

Pada Katode, terjadi Reaksi reduksi sehingga berlaku ketentuan untuk kation

adalah logam dan terbagi atas kation logam golongan utama dan kation logam

golongan transisi.

2) Reaksi pada Anode

Pada anode, terjadi reaksi oksidasi anion. Anion merupakan sisa asam yang dibagi

menjadi dua jenis, yaitu anion yang tidak mengandung oksigen (C1-, Br

-, dan F

-)

dan anion yang mengandung oksigen (SO42-

, NO3-, dan CO3

2-). Anion yang tidak

mengandung oksigen cendrung lebih mudah mengalami oksidasi sibandingkan air

sehingga anion ini akan sioksidasi lebih dahulu. Adapun anion yang mengandung

oksigen, kecendrungannya untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil sehingga

yang akan dioksidasi adalah H2O.

c. Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Reaktif

Elektrode yang bereaksi (elektrode reaktif) adalah elektrode yang turut bereaksi dan

hanya terjadi pada anode (reaksi oksidasi). Contoh elektrode jenis ini, yaitu Cu, Ni,

Zn, Ag, Fe, dan Pb (elektrode selain Pt dan C).

1. Reaksi pada Katode

Ketentuan kation untuk sel ini sama dengan ketentuan untuk kation pada sel

larutan dan elektrode tidak bereaksi.untuk kation golongan transisi, yang

direduksi adalah kation tersebut, sedangkan untuk kation golongan utama yang

direduksi adalah H2O

2. Reaksi pada Anode

Pada sel ini, anode dioksidasi langsung menjadi larutannya. Anion tidak perlu

diperhatikan, baik yang tidak mengandung oksigen maupun yang mengandung

oksigen.

C. Hukum I Faraday

Michael Faraday melalui Hukum I Faraday. Hukum ini menyatakan bahwa masa zat

yang diendapkan atau dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel

dan masa molar zat tersebut.

Keterangan :

w = massa zat yang dihasilkan (g)

e = massa ekuivalen

i = kuat arus listrik (ampere)

t = waktu (sekon)

F = tetapan Faraday, 1F= 96.500 coulomb

Hukum I faraday ini juga dapat ditulis ulang sebagai berikut.

Keterangan :

= jumlah mol elektron

= Perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat

= jumlah faraday

Jadi, jumlah faraday = jumlah mol elektron = nilai perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat

pada Hukum I Faraday, biasanya nilai nilai Ar diketahui sehingga nilai e diubah menjadi

dengan Ar = massa atom relatif dan n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas

jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut

e= atau

contoh Soal

ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama 96.5 detik.

Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut.

Jawab.

Reaksi elektrolisis :

AngNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3

-(aq)

Reaksi pada katode : Ag+(aq) + e

- → Ag (s)

Reaksi pada anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H

+(aq) + O2(8)

Pada anode dihasilakan. Ion H+, nilai pH larutan ditentukan berdasarkan jumlah ion H

+

ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga jumlah mol

= mol

[H+] = x 10

-1M

pH = - log [H+] = - log 2 x 10

-1= 1 – log 2

jadi, pH larutan setelah elektrolisisi = 1-log 2.

D. Hukum Faraday II

e=

jadi rumus Hukum II Faraday sebagai berikut :

e=

contoh Soal

ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus listrik

sehingga larutan NaCI memiliki pH 13. Jika diketahui Ar Ag = 108 g mol-1

dan volume

setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan.

Jawab

pH = 13, berarti pOH = 1 atau [OH-] = 0,1 M.

Jumlah mol OH = V x M = 1 x 0,1 mol.

nOH- = 1 dan jumlah mol adalah

WAg = jumlah mol OH- x n OH

- x

= 0,1 mol x 1 x

Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.

E. Kegunaan Sel Elektrolisisi

Sel elektrolisis digunakan dalam pembuatan gas, misalnya pembuatan gas oksigen,

hidrogen, dan klorin. Untuk menghasilkan oksigen dan hidrogen, anda dapat

menggunakan larutan elektrolit dari kation golongan utama (K+, Na

+) dan anion yang

mengandung oksigen (SO42-

, NO3-) dengan elektrode Pt atau karbon.

2. Proses Penyepuhan Logam

Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel dengan elektrolit larutan

dan elektrode reaktif. Contohnya, jika logam atau cincin dari besi akan dilapisi emas,

digunakan larutan elektrolit AuCI3(aq). Logam besi (Fe) dijadikan sebagai katode,

sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anode.

3. Pemurnian Logam

Logam transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagai

anode dan logam murninya sebagai katode. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit

yang mengandung kation logam yang dimurnikan contohnya, proses pemurnian nikel

menggunakan larutan NiSO4. Nikel murni digunakan sebagai katode, sedangkan nikel

kotor (logam yang dimurnikan) digunakan seabgai anode.