KIMIA

SEL ELEKTROKIMIA

Disusun Oleh :

DWI RETNO FERDIANSYARI

03 / XII IA3

SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP

TAHUN AJARAN 2009 – 2010

Jl. Urip Sumoharjo Kota Sumenep.

1

+

SEL ELEKTROKIMIA

A. SEL VOLTA

1. Definisi sel volta

Sel volta merupakan suatu perangkat yang mengubah energi suatu reaksi redoks

spontan menjadi energi listrik. Conth penggunaan baterai dan aki.

2. Sel volta atau sel galvani

Alessandro Volta (1745-1827) menemukan bahwa suatu reaksi kimia dapat

menghasilkan energi listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Luigi

galvani ( 1737 – 1798 ) mengamati bahwa kodok yang dibedahnya bergetar krtika dua

logam yang berbeda ditusukkan kedalamnya dan saling dihubungkan. Awalnya, Galvani

menduga bahwa getaran ini ditimbulkan oleh listrik yang berasal dari tubuh binatang

tersebut. Namun hipotesis ini tertolak ketika volta mengulangi eksperimen yang sama

pada saat cuaca cerah ( sehingga tidak ada petir ) ternyata ia memperoleh hasil yang

sama, volta menarik kesimpulan bahwa arus listrik timbuk dari kedua logam tersebut.

Pada tahun 1799 ( ketika ia bekerja di Universitas Pavia ) volta berhasil merancang alat

yangmengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta.

a. Proses Sel Volta

Dalam suatu sel volta selalu terdapat dua elektrode yaitu katode ( Kutub

Positif ) dan anode ( Kutub Negatif)

Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut :

Reaksi oksidasi (anode) : 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)

Penulisan reaksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambang sel

tersebut Zn (s)│Zn2+

(aq)║Cu2+

(aq)│Cu (s)

Reaksi oksidasi diruas kiri (anode) dan reaksi dan reaksi redoksi di ruas kanan

(katode) keduanya dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║) berfungsi menyeimbangkan

muatan pada setiap larutan.

b. Perhitungan Potensial Sel

Potensial sel merupakan selisih potensial listrik antara elektrode yang mendorong

elektron mengalir yang di sebabkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode

elektrode.

Potensial elektrode merupakan potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode

dengan elektrode hidrogen. Oleh karena itu, potensial atom hidrogen disebut juga

potensial elektrode standar.

2H+ (IM) + 2e

- → H2 (g); E

o = O volt

2

1) Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami

oksidasi ), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif.

Contoh : Co2+

(aq) + 2e- → (ucs); E

o = O volt

2) Adapun unsur yang mengalami reaksi oksidasi dengan hidrogen ( hidrogen

mengalami redoksi ) potensial redoksi unsur tersebut diberi tanda positif

Contoh : Ni2+

(aq) + 2e- → Ni (s); F

o = - 0,25 volt

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan volmeter atau potensial

meter dan juga dapat dihitung berdasarkan data potensial (katode) dan potensial

elektrode negatif (anode)

Esel = Eo

reduksi - Eo

oksidasi Esel = Eo

katode - Eoanode

c. Berlangsungnya suatu reaksi redols

Suatu reaksi dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial positif antara kedua

setengah reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi redoks dapat berjalan spontan apabila

Eosel > O (+). Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi logam

pada deret volta. Deret volta merupakan urutan unsur-unsur yang di susun

berdasarkan data potensial reduksi. Reduksi

Li K Ba Ca Na Mg Ac Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H)

Cu Hg Ag Pt Au

Reaksi pendesakan logam dapat dituliskan sebagai berikut

L(s) + M+ (aq) → L

+ (aq) + M(s)

3. Kegunaan sel utama dalam kehidupan sehari-hari

a. Aki (akumolator)

Aki banyak digunakan untuk kendaraan bermotor karena dapat menghasilkan listrik

cukup besar dan dapat di isi kembali. Sel aki terdiri atas lempeng Pb sebaga anode

dan lempeng PbO2 sebagai katode. Adapun larutan H2SO4 digunakan sebagai

elektrolit. Sel ini dapat disetrup kembali (diisi ulang) untuk mengemabalikan

konsistensi asam solfait berikut persamaan reaksinya

2PbSO4 (aq) + 2H2O (i) → Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq)

b. Baterai Biasa atau sel kering

Merupakam baterai yang terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode

dan batang karbon inert (tidak reakif) yang berfungsi sebagai katode. Seng tersebut

berisi pasta dari campuran baatu kawi (MnO2), salmiak (NH4Ce), karbon (C), dan

sedikit air. Permukaan katode (karbon), MnO2 mengalami reduksi yaitu :

Anode : Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e-

Katode: 2MnO2(s) + 2NH4 + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O

Zn(s) + 2NH4 + (aq) + 2MnO2(s) → Zn2+

(aq) + Mn2O3(5) + 2NH3(aq) + H2O(e)

c. Bateri Alkali

3

Merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada jenis

elektrolitnya. Elektrolitnya berupa besi yaitu KOH dan NaO. Larutan KOH

menggantikan NH4Ce (bersifat asam) reaksi pada electrode alkali sama dengan

baterai biasa yaitu oksidasi seng dan reduksi mangan dioksida (MnO2), tapi hasilnya

berbeda.

Reksinya adalah :

Anode : Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(e) + 2e

-

Katode : 2MNO2 (s) + H2O (e) + 2e- → Mn2O3 (s) + 20H

-(aq)

B. SEL ELEKTROLISIS

1. Definisi

Rangkaian alat yang menunjukkan kimia akibat dialirkannya arus listrik

2. Ilmuan yang Menemukan Metode Elektrode

Seorang ilmuwan yang bernama Sir Humphry davy yang menemukan tentang

metide elektrolisis kemudian dikembangkan oleh seorang ilmuwan yang berasal dari

inggris yaitu Michael Faraday, dimana ia mengalirkan arus listrik kedalam larutan

elektrolit dan ternyata larutan tersebut mengalami reaksi kimia. Electrode pada sel

elektro elektrolisis berbeda berbeda dengan electrode sel volta dimana katode merupakan

kutub negative dan anode merupakan kutub positif

3. Reaksi Elektrolisis

Kalian (ion positif) dari larutan elektrolit tertarik kekatode yang kemudian

mengalami readuksi dan atom menjadi netral. Anion (ion negatif) tertarik ke anode dan

teroksidasi menjadi atom netral.

Berdasarkan potensial electrode standartnya, maka digunakan untuk menamakan

reaksi di katode dan anode pada sel eletrolisis yaitu :

a. Reaksi pada katode (reduksi terhadap kation)

1. Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al3+

, Mn dan ion-ion logam yang memiliki Fo

< - 0,83 volt tidak direduksi terjadi pada pelarut air

2H2O(e) + 2e- → 2OH

- (aq + H2(q))

2. Ion-ion logam yang memiliki Eo> 0,83 volt di reduksi menjadi logam

Ln+

(aq) + ne-→L(s)

3. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hydrogen (H2)

2H+

(aq) +2e- → H2(q)

4. Elektrolisis leburan (cairan) elektrolit tanpa, ion-ion logam pada urutan (1) diatas

mengalami reaksi :

Ln+

(aq) + ne → L(s)

b. Reaksi pada anode (oksidasi terhadap) anion

1. Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum (SO42-

dan

NO3-) tidak dapat dioksidasi pada pelarut (air) terbentuk O2.

4

2H2O(e) → 4H+

(aq) + O2(g) + 4e-

2. Ion-ion halide ( x- ) dioksidasi mengadi gas halogen (X2)

2x-(aq) → x(2(g) + 2e

-

3. Ion OH-(basah) dioksidasi mengadi gas oksigen (O2)

4OH-(aq) →2H2O(e) + O2(g) + 4e

-

4. Proses penyembuhan & pemurnian logam dipakai suatu logam (sebagai anode)

sehingga mengalami oksidasi menjadi ion yang larut.

L(s) → Ln+

(aq) + ne-

c.

4. Macam-macam electrode yang digunakan pada elektosis yaitu :

Elektrode enert yaitu electrode yang tidak dapat bereaksi (pt,C,Au)

Electrode tidak inert yaitu electrode yang dapat beraksi (Cu dan ag), dimana yang

teroksidasi pada anode :

L(s) → Ln+

(aq) + ne-

5. Hukum Faraday

Hukum I Faraday

Michael Faraday menemukan tentang hubungan antara arus listrik dan zat yang

dihasilkan melalui Hukum Faraday I yang menyatakan bahwa massa zat yang

diendapkan atau di larutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan

massa molar zat tersebut.

Rumus Faraday I

Keterangan :

W : massa zat yang dihasilkan (g)

I : kuat arus listrik (ampere)

T : waktu (sekon)

F : tetapan Faraday, if : 96.500 coolomb

Hukum II Faraday

Setiap larutan mendapatkan arus listrik yang sama sehingga dari setiap larutan akan

dihasilkan massa zat yang ekuivalen (brek) sama

konstan

Rums Faraday II

6. Kugunaan sel Elektrolisis dalam Industry

1. Pembuatan gas

5

Sel electrosis digunakan dalam pembuatan gas, misalnya pembuatan gas oksigen

hydrogen dan klorin. Elekrolisis air menghasilkan gas oksigen pada salah satu

electrode dan gas hydrogen pada electrode lainnya

2. Penyepuhan

Penyepuhan ini berfungsi untunk melindungi logam terhadap korosi atua untuk

memperbaiki penampilan. Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel

dengan elektrolit larutan dan electrode reaktif.

6

Daftar Pustaka

Sutresno, Nana. 2007. Cerdas Belajar kimia kelas xii. Bandung. Grafindo kasnan, lilik. 2006.

Kreatif. Klaten. Viva pakarindo.