KIMIA

SEL ELEKTROKIMIA

Disusun Oleh :

GALUH EKA TRISNA

XII IPA-3 / 08

TAHUN AJARAN 2009 – 2010

SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP

+

Pengertian :

1. Sel volta

Reaksi kimia yang berlangsung bersifat spontan dan menghasilkan arus listrik. Katode

merupakan kutub positif dan anode merupakan kutub negative. Contoh : penggunaan baterai

dan aki.

2. Sel elektrode

Arus listrik menyebabkan berlangsungnya suatu reaksi kimia. Katode merupakan kutub

negative, sedangkan anode kutub posutif. Contoh : penyepuhan pemurnian logam dalam

pertambangan, dan penyitruman aki.

1. Sel Volta atau Sel Galvani

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

menghasilkan energy listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Lugi

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

yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta. Reaksi kimia

yang dapat menghasilakan energi listrik tersebut hanya terjadi pada reaksi redoks yang

berlangsung spontan. Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut.

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 reasksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambing sel berikut

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║). Jembatan garam ini berfungsi menyeimbangkan

muatan pada setiap larutan.

Perhitungan Potensial Sel

Potensial sel reaksi sel volta dapat diterntukan dengan melihat data potensial reduksi suatu

elektrode yang disebut potensial elektrode. Setiap atom memiliki potensial elektrode yang

nilainya relative terhadap potensial elektrode atom hydrogen yang bernilai 0 volta. Oleh karena

itu, potensial atom hydrogen disebut juga potensial elektrode standart

2H+ (1M) + 2e

- → H2(g); E

o = o vol

Menurut perjanjian, stiap unsure yang mengalami reaksi reduksi dengan hydrogen (mengalami

oksidasi), potensial reduksi unsure tersebut diberi tanda positif .

Contoh : Cu2+

(aq) + 2e- → Cu(s); E

o = +0,34 volt

: Hg2+

(aq) + 2e- → Hg(s); E

o = +0,62 volt

Adapun unsure yang mengalami reaksi oksidasi dengan hydrogen (hydrogen mengalami

reduksu), potensila reduksi unsur tersebut diberi tanda negative.

Contoh : Ni2+

(aq) + 2e- → Ni(s); E

o = -0,25 volt

: Fe2+

(aq) + 2e- → Fe(s); E

o = -0,44 volt

: Cu2+

(aq) + 2- → Cu(s) E

o = +0,34 volt

: Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e- E

o = +0,76 volt

: Cu2+

(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+

(aq) Esel = +1,10 volt

Atau, dapat pula dihitung dengan menggunakan rumus :

E sel = Eo katode – E

o Anode

E sel = Eo reduksi – E

o oksidasi

Cu bertindak sebagai katode

Zn bertindak sebagai anode

E sel = Eo reduksi – E

o oksidasi

Eo

sel = Eo

Cu2+

│Cu –Eo

Zn2+

│Zn

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

Sebuah sel volta mengalami reaksi redoks sebagai berikut.

Fe(s) + 2Fe3+

(aq) → 3Fe2+

(aq)

1. Tuliskan tiap-tiap persamaan reaksi setengah selnya.

2. Buatlah rancangan selnya yang meliputi anode dan katode, arah gerakan lelektron dan

ion, serta tentukan kutub positif dan kutub negatifnya.

Jawab

1. Secara keseluruhan terjadi reaksi oksidasi dan reduksi. Logam besi dioksidasi

menjadi ion F2+

, sedangkan ion Fe3+

direduksi menjadi ion Fe2+

sehingga reaksi

setengah selnya sebagai berikut:

Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe-2+

(aq) + 2e-

Katode (reduksi) F33+

(aq) + e- → Fe

2+(aq) …(2x)

Jadi, reaksi sel : Fe(s) + 2F3+

(aq) → 3F2+

(aq)

2. Logam besi digunakan sebgai anode yang dimasukkan kedalam elektrolit Fe(NO3)2

anda juga dapat menggunakan elektrolit selain Fe(NO3)2 di anode karena yang

dioksidasi adalah laogam besi, bukan ion Fe2+

Adapun ion Fe3+

direduksi dikatode sehingga elektrolit yang digunakan dikatode harus

mengandung ion Fe3+

, misalnya Fe(NO3)3- logam yang digunakan sebagai katode harus

merupakan logam yang tidak reaktif sehingga tidak bereaksi dengan ion-ion dalam larutan

(logam tidak dapat di gunakan sebagai katode karena akan bereaksi dengan ion Fe3+

yang dapat

menyebabkan hubungan singkat pada sel).

Andapun dapat menggunkan NaNO3 atau elektrolit inert sebagai jembatan garam.

Lelektron akan mengalir dari anode kekatode. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan untuk

mereduksi ion Fe3+

dikatode. Karena jumlah ion Fe2+

di daerah anode semakin bertambah, anion

NO3- akan bergerak kearah anode untuk menyeimbangkannya. Anion di katode bergerak ke

jembatan garam.

Perkiraan Berlangsungnya Reaksi Redoks

Dengan memperhatikan tanda potensial sel, anda dapat mengetahui apakah suatu reaksi

dapat berlangsung. (spontan) atau tidak dapat berlangsung. Jika potensial sel hasil perhitungan

bertanda positif, reaksi dapat berlangsung (spontan). Adapun jika potensial sel hasil perhitungan

bertanda negatif, reaksi tidak dapat berlangsung (tidak spontan).

1) Cara Praktis Menentukan Potensial Sel dan Jenis Elektrode

Dalam penentun potensial sel, cara ini terutama digunakan dalam soal yang tidak

diketahui reaksi selnya.

Esel =E+ - E-

Keterangan :

E sel = potensial Sel reaksi

E + = potensial sel yang lebih positif

E - = potensial sel yang lebih negatif

Jenis elektrode pada sel Volta dapat ditentukan dengan cara berikut.

a) Katode

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

potensial lebih besar (E-).

b) Anode

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

potensial lebih kecil (E-).

Bagaimana jika data reaksi sel di ketahui? Untuk menghitung potensial sel dengan data

reaksi sel yang di ketahui, anda dapat menggunakan rumusan berikut.

E sel = Eo reduksi – E

o oksidasi

Contoh Soal

Diketahui : Zn2+

(aq) + 2e- → Zn(s); E

o =+0,76 V

Ag+(aq) +e

- → Ag(s); E

o =+0,80 V

Tentukan potensial sel dari reaksi sel yang terdiri atas elektrode Zn dan elektrode Ag.

Tentukan katode dan anodenya.

Jawab

Karena tanda kedua potensial berbeda (positif dan negatif), E+ dan E- langsung dapat ditentukan,

yaitu Ag sebagai E+ dan Zn sebagai E-.

Esel =E+ - Eo

Ag – Eo

Zn = (+0,80V) – (-0,76V)

=+1,56V

Katode = E+ =Ag

Anode =E- =Zn

Ada dua cara untuk menentukan kespontanan reaksi redoks.

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.

Contoh soal

Diketahui :

Eo

Ag2+

│Ag = +0,80V

EoCu

2+│Cu =+0,34V

Apakah reaksi Cu2+

+2Ag → Cu + 2g+ berlangsung spontan?

Jawab

Perhatikan bahwa zat yang mengalami reaksi reduksi adalah Cu dan Eo

Cu adalah E-. oleh karena

itu, reaksi tidak berlangsung (tidak spontan). Unsur berdasarkan urutan potensial reduksinya

dirujuk dari data potensial reduksi

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

Cu Hg Ag Pt Au

Reaksi pendekatan logam yang berlangsung, secara umum dapat dituliskan sebagai berikut.

L(s0 + M+(aq) → L

+(aq) + M(s)

Contoh reaksi pendesakan logam yang sifat spontan, yaitu reaksi antara logam seng (Zn) dan ion

Cu2+

.

CuSO4(aq) + Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(aq)

Contoh Soal

Tentukan reaksi berikut berlangsung spontan atau tidak?

1. Fe(s) + Ni2+

(aq) → Fe2+

(aq) + Ni(s)

Jawab

1. Reaksi berlangsung spontan karena Fe terletak disebelah kiri Ni.

2) Kegunaan Sel Volta

Aplikasi terpenting dari sel Volta atau Sel Galvani adalah baterai.

a. Baterai Biasa atau Sel Kering

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

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

inert (tidak reaktif) yang berfungsi sebagai katode. Batang karbon dikelilingi oleh pasta

campuran MnO2 dan sebuk karbon. Lapisan berikutnya adalah elektrolit yang juga

berbentuk pasta, terdiri atas campuran NH4C1 dan ZnC12. Secara sederhana reaksi yang

berlangsung pada baterai sebagai berikut.

Anode : Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e-

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

NH3 yang terlarut dalam pasta akan bereaksi dengan kation Zn2+

membentuk ion

kompleks [Zn(NH3)4]2+

. Potensial sel yang dihasilkan sebesar 1,5 volt. Saat ini, baterai

biasa/sel kering muda ditemukan di pasaran

b. Baterai Alkai

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

jenis elektrolitnya berupa basa KOH atau NaO. Seng berfungsi sebagai anode, katodenya

adalah MnO2.

Reaksi yang berlangsung sebagai berikut

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

-

Katode : 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → MnO3(s) + 2OH

-(aq) potensial sel yang dihasilakan

oleh baterai alkali 1,5 V.

Contoh baterai alkali adalah baterai merkuri, yang umum digunakan pada jam tangan,

alat bantu pernafasan, dan alat-alat lain yang memerlukan baterai dengan ukuran kecil

potensial sel yang dihasilkan oleh baterai merkuri sebesar 1,3V.

c. Baterai Perak Oksidasi

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. Reaksi sel yang berlangsung pada

Anode : Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e-

Katode : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e- → 2g(s) + 2OH

-(aq). Ion Zn

2+ akan bereaksi dengan ion

OH membentuk Zn(OH)2. Potensial sel yang dihasilkan 1,5 volt.

d. Bateri Nekel Kadmium

Anode yang digunanakan adalah kadmium, katodenya adalah nikel. Reaksi yang

berlangsung pada elektrode, yaitu

Anode : Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e

-

Katode : NiO(OH)(s) + H2O(l) + e- → Ni(OH)2(s) + OH

-(aq)

Potensial sel yang dihasilkan oleh baterai nikel-kadmium 1,4 V.

e. Sel Aki (Accu)

Salah satu jenis sel volta yang penting. Aki terdiri atas 6 sel yang disusun seri, setiap sel

memiliki potensial 2 voltsehingga total potensial yang dihasilkan sebesar 12 volt

digolongkan kedalam sel sekunder.

Reaksi sel yang berlangsung pada elektrode saat aki sedang digunakan sebagai berikut.

Anode : Pb(s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H

+(aq) + 2e

-

Katode : PbO2(s) + 3H+(aq) + HSO4

-(aq) 2e

- → PbSO4(s) + 2H2O(l)

Reaksi selnya : Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4

-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Pada kendaraan bermotor, aki diisi ulang secara kontinu dengan alat yang disebut

alternator. Dengan demikian, aki dapat bertahan dan digunakan secara terus menerus selama

beberapa tahun.

3. Sel Elektrolisisi

Ilmuan inggris, Michael Faraday, mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan

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

terjadinya reaksi kimia akibat dialirkannya arus listrik tersebut dinamakan sel elektrolisisi

Elektrolisis, yaitu sel dengan elektrolit lelehan, sel dengan elektrolit larutan dan elektrode

tidak reaktif, dan sel dengan elektrolit larutan elektrode reaktif.

a. Sel dengan Elektrolit Lelehan

Menguunakan elektrode yang tidal beraksi atua elektrode inert (tidak aktif), yaitu platina

(Pt) dan karbon (C). sel dengan elektrolit berbentuk lelehan tidak mengandung pelarut

(air), hanya mengandung kation dan anion.

Contoh soal

1. Lelehan garam KCI

Jawab

1. KCI(l) → K++C1

-

Katode : K++e

- → K …x2

Anode : 2C1- → C12+ 2e

- …x1

2KC1(l) → 2K(s) + C12(g)

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

1) Reaksi pada Katode

Pada katode, sebagian besar kation adalah logam dan terbagi atas kation logam

golongan utama dan kation logam golongan transisi. Potensial reduksi yang lebih besar

(lebih positif) lebih mudah mengalami reduksi. Kation logam transisi antara lain : Zn2+

,

Ni2+

, Pb2+

, Cu2+

, Ag+, dan Sn

2+. Kation golongan utama (K

+, Na

+, Ca

2+, Ba

2+) memiliki

nilai potensial reduksi yang lebih kecil (lebih negatif)

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 (C-, Br dan F

-) dan

anion yang mengandung oksigen (SO42-

, NO3-, dan CO3

2-). Anion yang tidak

mengandung oksigen cendrung lebih mudah mengalami oksidasi. Anion yang

mengndung oksigen, kecendrungannya untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil

sehinggan yang akan dioksidasi adalah H2O

Contoh soal

Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt

Jawab

Pada larutan AgNO3, kation Ag+ termasuk logam transisi sehingga kation tersebut

akan direduksi. Karena anion NO3- mengandung oksigen, senyawa yang akan

dioksidasi adalah H2O.

3)

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 diredukasi adalah

kation tersebut, sedangkan untuk kation golongan itama yang di redukasi adalah H2O.

2. Reaksi pada Anode

Pada sel ini, anode dioksidasi langsung menjadi larutannya.

1. Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag

Jawab : pada larutan CuSO4 kation (Cu2+

) akan direduksi di katode, sedangkan

yang dioksidasi adalah elektrode Ag.

CuSO4 (aq) → Cu2+

(aq) + SO42-

(aq)

Katode (Ag) : Cu2+

(aq) + 2 e- → Cu(s) … x 1

Anode (Ag) : Ag(s) → Ag+(aq) + e

- … x 2 +

CuCO4(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag + (aq) + SO42-

(aq)

Hukum I Faradai

Michael faraday melalui hukum I menyatakan bahwa massa xar yang diendapkan atau

dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa molar zar

tersebut.

Keterangan :

w = Massa zat yang dihasilkan (g)

e = Massa ekuivalen

i = Kuat arus listrik (ampere)

t = Wakru (skon)

F = tetapan faraday, IF = 96.500 coulomb

hukum I Faraday ini juga dapat ditulis ilang sebagai berikut :

Keterangan :

= jumlah mol elektron

= jumlah faraday

Rumus hukum I faraday sebagai berikut

atau

Kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 faraday. Temtukan volume gas oksigen

yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar.

Reaksi anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H

+ (aq) + O2(g)

1 mol O2 ekuivalen dengan 4 mol elektron, berarti nilai n = 4.

Arus listrik = 2,0 faraday.

(digunakan Mr karena O2 merupakan molekul)

= jumlah mol O2 =

Volume O2 = jumlah mol x volume molar STP = 0,05 x 22,4L = 1,12L.

Jadi, di anode dihasilkan gas O2 sebanyak 1,12L

Arus listrik dialirkan kedalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun seri dan

dihasilkan 11,8 g endapan. Jika diketahui Ar Ni = 59 g mol-1

, tentukan massa logam Ag yang

diendapkan pada larutan AgNO3.

Pada larutan I (NiSO4):

NiSO4(aq) → Ni2+

(aq) SO42-

(aq)

nNi = 2

ArNi = 59

wNi = 11,8 g

pada larutan II (AgNO3):

AgNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3

-(aq)

nAg = 1

Ar Ag = 108

WAg =…?

Jadi, massa perak yang diendapkan = 43,2g.

Kegunaan Sel Elektrolisis

1. Pembuatan Gas

Misalnya pembutan gas oksigen, dan klorin. Untuk menghasilkan oksigen hydrogen,

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 Penyempuhan Logam

Peoses penyepuhan logam dengan emas, perak, atau nikel. Bertujuan menutupi logam

yang penampilannya kurang baik atau melindungi logam yang mudah berkarat.

Contohnya, mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja umumnya dilapisi kromium

agar terhindar dari korosi. 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 AuC13(aq). Logam besi (Fe)

dijadikan sebagai katode, sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anode.

3. Pemurnian Logam

Penurnian logam dilakukan dalam pertambamgan. Logan transisi yang kotor dapat

dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagaai anode dan logam murminya sebagai

katode. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit yang mengandung kation logam yang

dmurnikan. Contohnya proses pemurnian nikel menggunakan larutan NiSO4. nikel murni

digunakan sebagai katode, sedangkan nikel kotor (yang dinurnikan) digunakan saebagai

anode.