X-1

BAB X

ELEKTROKIMIA

Sasaran pembelajaran dari bab ini adalah mahasiswa mampu: 1. Menjelaskan hubungan antara energi listrik dan reaksi kimia 2. Menuliskan notasi sel elektrokimia 3. Menjelaskan perbedaan sel elektrolisis dan sel volta atau sel galvani 4. Mengetahui aspek kuantitatif sel elektrokimia Elektrokimia mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik. Sel dimana reaksi kimia menghasilkan arus listrik dikenal sebagai sel galvani atau sel volta, sebaliknya sel dimana arus listrik mengakibatkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis. Suatu sel elektrokimia terdiri atas dua elektroda dan suatu elektrolit. Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah sebagai berikut:

1. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi 2. Pada katoda terjadi reaksi reduksi

Pada sel elektrolisis: anoda adalah elektroda positif, katoda adalah elektroda negatif. Pada sel volta/galvani: anoda adalah elektroda negatif, katoda adalah elektroda positif. 10.1 SEL VOLTA Luigi Galvani dan Allesandro Volta adalah nama-nama yang tak dapat dilupakan jika membicarakan sel yang dapat menghasilkan listrik. Volta yang dapat menjelaskan pengamatan Galvani tentang berkerutnya kaki kodok oleh listrik yang dihasilkan jika menghubungkan dua macam logam yang dipisahkan oleh cairan dalam kodok, berhasil membuat sel Volta atau sel Galvani pertama dari sederetan lempeng perak dan seng yang dipisahkan oleh bahan penyerap yang dicelupkan ke dalam air. John Daniell pada tahun 1835 berhasil membuat sel yang dikenal sebagai sel Daniell. Dalam sel Volta perbedaan potensial listrik antara elektroda-elektroda dihasilkan oleh reaksi yang berlangsung spontan pada setiap elektroda. 10.2 NOTASI SEL Ada beberapa simbol yang digunakan sebagai notasi sel elektrokimia, yaitu, 1) Menurut konvensi internasional garis vertikal digunakan sebagai simbol antar

muka terminal padat dan larutan serta untuk partisi berpori, dan untuk jembatan garam digunakan dua garis vertikal. Sel Daniell dapat dinyatakan dengan persamaan:

Zn (p) │ Zn2+(aq) ║ Cu2+(aq) │ Cu (p) E˚ = + 1,10 V

2) Harga DGL (Daya Gerak Listrik) menyatakan harga batas (untuk arus nol) dari

potensi listrik terminal kanan dengan potensial listrik terminal kiri.

E˚sel = E˚kanan - E˚kiri E˚sel = E˚reduksi - E˚oksidasi

X-2

3) Reaksi yang terjadi pada elektroda kiri ditulis sebagai reaksi oksidasi dan reaksi

yang terjadi pada elektroda kanan ditulis sebagai reaksi reduksi. Reaksi sel sama dengan jumlah kedua reaksi ini

Zn (p) + Cu2+ (aq) à Zn2+ (aq) + Cu (p) Jika harga DGL atau E sel positif, reaksi berlangsung dengan spontan ke kanan apabila kedua sel tersebut dihubungkan.

4) Jika menggunakan elektroda inert (Pt), misalnya untuk reaksi sel

Fe 3+ (aq) + I- (aq) à Fe2+ (aq) + ½ I 2 (p) Maka sel dinyatakan sebagai Pt │ I- (aq) I2 (p) ║ Fe3+ (aq), Fe 2+ (aq) Pt E˚ = 0,24 V

5) Potensial setengah sel Zn2+ (aq) à Zn adalah potensial untuk sel

Pt │ H2 (g) │ H+ (aq) ║ Zn2+ (aq) │ Zn (p) dengan reaksi ½ H2 (g) + ½ Zn2+ (aq) à H+ (aq) + ½ Zn (p) Potensial setengah sel Cl- (aq) à AgCl, Ag adalah perbedaan potensial sel Pt │ H2 (g) │ H+ (aq) ║ Cl- (aq) │ AgCl (p) │ Ag dengan reaksi ½ H2 (g) + AgCl (p) à H+ (aq) + Cl- (aq) + Ag (p)

6) Dari kedua contoh terakhir elektroda sebelah kiri adalah elektroda hidrogen

standar dan perbedaan potensial ini disebut potensial elektroda relatif, potensial elektroda untuk sistem Pt │ H2 (g) │ H+ (aq) ║ Zn 2+ (aq) │ Zn (p) mempunyai DGL, E˚ = -0,763 volt pada keadaan standar, jadi untuk elektroda Zn2+ │ Zn, E˚ (298 K) = -0,763 V

10.3 ELEKTRODA HIDROGEN STANDAR Elektroda hidrogen standar (gas hidrogen dengan tekanan satu atm dialirkan ke elektroda inert yang dilapisi platina, dicelupkan ke dalam larutan asam dengan keaktifan ion hidrogen sama dengan satu), dan ditetapkan nol volt. Keadaan standar meliputi : a) semua ion dalam konsentrasi 1 M (lebih tepat à keaktifan = satu) b) gas pada tekanan 1 atm (101,3 kNm-2) c) suhu 25°C (298 K) d) menggunakan elektroda platina jika sistem setengah sel tidak termasuk logam

X-3

Fungsi platina dalam sel elektrokimia adalah : a) penghubung logam inert dengan sistem H2 – H+ b) tempat gas H2 yang teradsorpsi/terjerap pada permukaannya c) untuk memperbesar luas permukaan sehingga kesetimbangan antara H2(g) dan H+

lebih cepat terjadi, elektroda dilapisi dengan serbuk platina halus. Elektroda kalomel, terjadi dari setetes raksa yang bersentuhan dengan larutan KCl yang dijenuhkan terhadap kalomel(Hg2Cl2). Biasanya digunakan tiga macam konsentrasi yakni 0,1 M, 1 M, dan jenuh. Elektroda kalomel jenuh: ½ Hg2Cl2 + e à Hg + Cl- E˚ = + 0,2412 V Elektroda kalomel 1 M: ½ Hg2Cl2 + e à Hg + Cl- E˚ = + 0,2801 V Elektroda kalomel 0,1 M: ½ Hg2Cl2 + e à Hg + Cl- E˚ = + 0,3337 V 10.4 POTENSIAL ELEKTRODA STANDAR Potensial elektroda standar dari suatu elektroda adalah DGL, suatu sel terdiri dari elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hidrogen standar. Sistem elektroda harus reversibel secara termodinamika.

Mn+ + n e M

IUPAC menetapkan untuk menggunakan potensial reduksi atau potensial elektroda

a. Pt, H2 │ HCl (1 M) ║ CuSO4 (1 M) │ Cu b. Pt, H2 │ HCl (1 M) ║ ZnSO4 (1 M) │ Zn a) E˚sel = E˚Cu - E˚H2 0,34 = E˚Cu – 0 E˚Cu = 0,34 V b) E˚sel = E˚Zn - E˚H2

-0,76 = E˚Zn – 0 E˚Zn = - 0,76 V

X-4

Seperti telah dijelaskan pada bab sebelumnya elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah reaksi :

1/2 H2 (1 atm, g) H+(aq) + e

dan ditetapkan potensial elektrodanya 0,000 V pada 25 ˚C. Dengan elektroda pembanding ini dapat diperoleh potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum pada Tabel 10.1 Pada tabel tersebut, potensial elektroda dapat dilihat berbagai reaksi elektrolisis yang ditulis sebagai berikut : Oksidator + n e- à Reduktor

Harga E˚ adalah untuk reaksi reduksi yang berlangsung dari kiri ke kanan. Harga potensial elektroda menentukan kecenderungan berlangsungnya reaksi dari kiri ke kanan. Makin besar harga E° (makin positif), makin mudah reaksi berlangsung ke kanan. Oleh karena itu Cu2+ lebih mudah direduksi menjadi Cu (E° = 0,34 V) daripada Z2+ direduksi menjadi Zn (E° = -0,76 V) atau dapat disimpulkan bahwa Zn adalah reduktor yang lebih kuat dari pada Cu. Sebaliknya, daya mengoksidasi dari spesies di ruas kiri, bertambah dari atas ke bawah misalnya, Cu2+ adalah oksidator yang lebih kuat dari pada Zn2+. Dari Tabel 10.1, dapat dilihat bahwa Li adalah reduktor terbaik di antara unsur alkali. Sebaliknya, F2 adalah oksidator kuat (F mempunyai energi ionisasi besar 1707 kJ/mol jika dibandingkan dengan Li yang energi ionisasinya 520 kJ/mol). Urutan unsur-unsur seperti pada tabel potensial elektroda dikenal juga sebagai Deret Elektrokimia (Deret Volta). Dari Tabel 10.2 terlihat bahwa urutan tersebut atau harga E° berubah jika pelarutnya diganti. Dari pasangan redoks yang tercantum dalam Tabel 10.1 dan 10.2 dapat disimpulkan bahwa: oksidator yang mempunyai potensial elektroda negatif dengan keaktifan satu mempunyai daya mengoksidasi lebih lemah daripada ion hidrogen dengan keaktifan satu, sedangkan reduktornya dengan keaktifan satu adalah reduktor yang lebih kuat dibandingkan dengan gas hidrogen pada tekanan 1 atm. Sebaliknya oksidator dalam pasangan redoks yang mempunyai potensial elektroda positif adalah oksidator yang lebih kuat dari ion hidrogen dengan keaktifan satu.

X-5

Tabel 10.1 . Potensial elektroda standar dalam larutan air pada 25 ˚C.

Reaksi dalam larutan asam E˚, Volt Li+ + e- Li (s) Na+ + e- Na (s) Mg2+ + 2 e- Mg (s) Al3+ + 3 e- Al (s) Mn2+ + 2 e- Mn (s) Zn2+ + 2 e- Zn (s) Cr3+ + 3 e- Cr (s) Fe2 + 2 e- Fe (s) Cr3+ + e- Cr2+(s) Tl+ + e- Tl (s) Ni+2 + 2 e- Ni (s) H3PO4 + 2 H+ + 2 e- H3PO3 + H2O Sn2+ + 2 e- Sn (s) Pb2+ + 2 e- Pb (s) H+ + e- ½ H2 (g) S (s) + 2 H+ + 2 e- H2S (aq) Sn4+ + 2 e- Sn2+ SO4

2- + 4 H+ + 2 e- H2SO3 + H2O Hg2Cl2 (s) + 2 e- Hg (s) + Cl- Cu2+ + 2 e- Cu (s) ½ I2 (s) + e- I- O2 (g) + 2 H+ + 2 e- H2O Fe3+ + e- Fe2+ Ag+ + e- Ag (s) NO3- + 3 H- + 2 e- HNO2 + H2O IO3- + 6 H+ + 5 e- ½ I2 + 3 H2O ½ O2 (g) + 2H+ + 2e- H2O ½ Cl2 (g) + e- Cl- Cr2O7

2- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O HClO + H+ + 2 e- Cl- + H2O MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O Ce4+ + e- Ce3+ ½ F2 (g) + H+ + e- HF Al(OH)4- + 3 e- Al(s) + 4 OH- HPO3- + 2H2O + 2 e- H2PO2- + 3 OH- 2 H2O + 2 e- H2 (g) + 2 OH- Fe(OH)3 (s) + e- Fe(OH)2 OH- S (s) + 2 e- S Ag2O (s) + H2O + 2 e- 2 Ag (s) + 2 OH- O2 (g) + 2 H2O + 4 e- 4 OH- O3 (ozon) (g) + H2O + 2 e- O2 (g) + 2 OH-

- 3,05 - 2,71 - 2,36 - 1,66 - 1,18 - 0,76 - 0,74 - 0,44 - 0,41 - 0,34 - 0,25 - 0,28 - 0,14 - 0,13 0,00 + 0,14 + 0,13 + 0,17 + 0,24 + 0,34 + 0,54 + 0,68 + 0,77 + 0,80 + 0,96 + 1,20 + 1,23 + 1,36 + 1,33 + 1,49 + 1,51 + 1,61 + 2,87 - 2,33 - 1,57 - 0,83 - 0,56 - 0,45 - 0,34 + 0,40 + 1,24

X-6

Tabel 10.2 Potensial elektroda standar dalam berbagai pelarut

Elektroda Pelarut H2O; E°, V NH3; E°, V CH3CN, E°, V

Li+│Li -3,05 -2,24 -3,23 Rb+│Rb -2,93 -1,93 -3,17 K+│K -2,93 -1,98 -3,16

Cs+│Cs -2,92 -1,95 -3,16 Ca+2│Ca -2,87 -1,74 -2,75 Na+│Na -2,71 -1,85 -2,87 Zn+2│Zn -0,76 -0,53 -0,74 Cd+2│Cd -0,40 -0,20 -0,47 Pb+2│Pb -0,13 +0,32 -0,12 H+│H2 0 0 0

Cu+2│Cu +0,24 +0,43 -0,28 Ag+│Ag +0,80 +0,83 +0,23

10.5 DGL STANDAR SEL DAN PERSAMAAN REAKSI DGL standar (E°sel) untuk suatu sel sama dengan potensial elektroda standar elektroda kanan dikurangi dengan potensial elektroda standar elektroda kiri.

E°sel = E°elektroda kanan – E°elektroda kiri Contoh: Co2+ + 2e à Co E° = -0,277 V Ni2+ + 2e à Ni E° = -0,250 V Notasi sel: Co│Co2+ (1 M)║ Ni2+(1 M) │ Ni Reaksi sel: Co + Ni2+ à Co2+ + Ni E°sel = E°elektroda kanan – E°elektroda kiri = -0,250 – (-0,277) = + 0,027 Volt. 10.6 PERSAMAAN NERNST Untuk reaksi redoks dengan persamaan umum aA + bB à cC + dD, Persamaan Nernst adalah sebagai berikut:

ba

dc

selsel

ba

dc

selsel

BADC

nFRTEE

BADC

nFRTEE

][][][][log303,2

][][][][ln

0

0

-=

-=

Pada 298 K

Volt 0,0591J/C 0591,0.96500

298..314,8303,2303,21

11

=== -

--

molCKxKmolJx

FRT

sehingga:

X-7

ba

dc

selsel BADC

nEE

][][][][log0591,00 -=

Dengan menggunakan Persamaan Nernst untuk sel dengan reaksi berikut: Co + Ni2+ à Co2+ + Ni

][][log

20591,003,0

][][log0591,0

2

2

2

20

+

+

+

+

-=

-=

NiCoE

NiCo

nEE

sel

selsel

Untuk sel dengan reaksi: 2 Co + 2 Ni2+ à 2 Co2+ + 2 Ni

][][log

20591,003,0

][][log

40591,003,0

][][log0591,0

2

2

22

22

22

220

+

+

+

+

+

+

-=

-=

-=

NiCoE

NiCoE

NiCo

nEE

sel

sel

selsel

Reaksi sel dapat dikalikan dengan suatu bilangan tanpa merubah harga DGL. Cara perhitungan jika salah satu konsentrasi tidak sama dengan 1 M. (a) Jika [Co2+] = 0,01 M, [Ni2+] = 1 M

Volt 08,00591,003,0]1[

]01,0[log2

0591,003,0

][][log

20591,003,0 2

2

=+=

-=

-= +

+

sel

sel

sel

E

E

NiCoE

(a) Jika [Co2+] = 1 M, [Ni2+] = 0,01 M

Volt 032,00591,003,001,01log

20591,003,0

-=-=

-=

sel

sel

E

E

Harga DGL negatif menunjukkan bahwa reaksi yang terjadi:

Co2+ (1 M) + Ni à Co + Ni2+ (0,01 M)

X-8

10.7 SEL KONSENTRASI Sel ini terdiri atas dua elektroda yang bahannya sama dan dicelupkan ke dalam dua larutan yang konsentrasinya (keaktifannya) berbeda. Anoda : M à Mn+ (a1) + ne Katoda : Mn+ (a2) + ne à M Reaksi sel Mn+ (a2) à Mn+ (a1)

2

1

2

10

ln

ln

aa

nFRTE

aa

nFRTEE

sel

selsel

-=

-=

Pada suhu 25 C

2

1log2059,0

aaEsel -=

Contoh: Cu│Cu2+ (a1 = 0,01 M)║ Cu2+(a2 = 0,1 M) │ Cu

Volt 0296,01,001,0log

2059,0

=-=selE

Elektroda dalam larutan pekat merupakan katoda. Elektroda dalam larutan encer merupakan anoda. 10.8 ELEKTRODA HIDROGEN DAN pH E° dari elektroda hidrogen bergantung pada konsentrasi larutan yaitu pada pH. Jika suatu sel konsentrasi menggunakan salah satu elektroda adalah elektroda standar dan yang lainnya bukan standar, sedang elektroda standar sebagai katoda maka: Anoda ½ H2 (g) à H+ + e E° = 0 Volt Katoda H+ + e à ½ H2 E° = 0 Volt

pHstandar ][ ][log0591,00

+

+

-=H

pHHn

EE selsel

Jika pH pada kedua elektroda diukur pada 1 atm dan menurut perjanjian [H+]standar = 1 Esel = 0,059 log [H+] diperoleh Esel = 0,059 pH Pada pH = 4 à Esel = 0,059 x 4 = 0,236 Volt Pada pH = 6 à Esel = 0,059 x 6 = 0,354 Volt M│Mn+ (a1)║ Mn+(a2) │ M

X-9

Jika elektroda hidrogen (tekanan hidrogen 1 atm) digabungkan dengan elektroda lain dan elektroda tersebut dalam keadaan standar maka potensial selnya adalah:

pHEE selsel 059,00 += DGL dan energi bebas, energi listrik yang dihasilkan oleh sel Galvani/sel Volta adalah sebagai berikut:

DG° = - n F E° 10.9 JENIS SEL VOLTA Ada dua macam sel yang bekerja berdasarkan prinsip Galvani dan prinsip Volta. Pada 1797, L. Galvani menemukan bahwa listrik dapat dihasilkan oleh reaksi kimia. Pada 1880, A. Volta membuat sel praktis pertama yang menghasilkan listrik dari reaksi kimia. (1) Sel primer, sel dimana setelah komponen habis terpakai, hasil reaksi tidak dapat diubah kembali menjadi pereaksi. Contoh baterai sekali pakai. Setelah itu (2) sekunder, sel ini disebut “sel penyimpan”. Contoh baterai sekunder atau baterai yang bisa dicas (rechargeable battery). Reaksi sel adalah reaksi reversibel. 10.9.1 Sel Primer a. Sel Daniell Zn │ Zn2+ (x M) ║ Cu2+ (y M) │ Cu Reaksi anoda (-) Zn à Zn2+ + 2 e Reaksi katoda (+) Cu2+ + 2e à Cu Reaksi sel Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu b. Sel Konsentrasi Ag │ Ag+ (0,050 M) ║ Ag+ (0,5 M) │ Ag Reaksi anoda (-) Ag à Ag+ (0,05 M) + e Reaksi katoda (+) Ag+ (0,5 M) + e à Ag Reaksi sel Ag+ (0,5 M) à Ag+ (0,05 M) c. Sel ion dengan bilangan oksidasi yang berubah-ubah (1) Pt │ Fe2+ (x M) │ Fe3+ (y M) ║ Ce4+ (w M) │ Ce3+ (z M) │ Pt

Reaksi anoda (-) Fe2+ à Fe3+ + e Reaksi katoda (+) Ce4+ + e à Ce3+ Reaksi sel Fe2+ + Ce4+ à Fe3+ + Ce3+

(2) Pt │ Fe2+ (x M) , H2SO4 ║ MnO4

- (y M), H2SO4 │ Pt Reaksi anoda (-) Fe2+ à Fe3+ + e Reaksi katoda (+) MnO4

- + 8 H+ + 5 e à Mn2+ _+ 4 H2O Reaksi sel 5 Fe2+ + MnO4

- + 8 H+à 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O

X-10

d. Sel kering (sel Leclanche) Zn : MnO2, NH4Cl, ZnCl2(pasta), C(grafit)

Reaksi anoda (-) Zn (s) à Zn2+ + 2e Reaksi katoda (+) (a) 2 NH4

+ + 2 e à 2 NH3 + H2(g)

(b) H2(g) + 2 MnO2 (s) à Mn2O3 + H2O Reaksi sel Zn (s) + 2 NH4

+ + 2 MnO2 (s)à Zn2+ +2 NH3 + Mn2O3 + H2O Zn (s) + 2 NH4

+ + 2 NH3+ 2 MnO2 (s)à Zn(NH3)42+ + Mn2O3 + H2O

e. Sel bervoltase tetap Cd│Cd(jenuh), CdSO4(s)║Hg2+(jenuh), HgSO4(s)│Hg

Reaksi anoda (-) Cd à Cd2+ + 2 e Reaksi katoda (+) Hg2+ + 2e à Hg Reaksi sel Cd + Hg2+ à Cd2+ + Hg

10.9.2. Sel Penyimpan a. Sel Penyimpan Timbal (aki pada mobil, motor, etc.) Pada “pemakaian” aki (discharge) Sel (dalam larutan asam sulfat): Pb(s) │PbSO4 (s) ││ PbO2(s), H2SO4 (aq) │ PbSO4 (s) Reaksi anoda (-) Pb(s) + HSO4

- à PbSO4(s) + H+ + 2 e Reaksi katoda (+) PbO2(s) + HSO4

- + 3H+ + 2e à PbSO4(s) + 2 H2O Reaksi sel Pb(s) + PbO2(s)+ 2HSO4

- + 2H+ à 2PbSO4(s) + 2 H2O + ENERGI LISTRIK Reaksi sel Pb(s) + PbO2(s)+ 2H2SO4 à 2PbSO4(s) + 2 H2O + ENERGI LISTRIK Pada “pengisian” aki (charge) 2PbSO4(s) + 2 H2O (aquadest) + ENERGI LISTRIK à Pb(s) + PbO2(s)+ 2 HSO4

- + 2H+ 2PbSO4(s) + 2 H2O (aquadest) + ENERGI LISTRIK à Pb(s) + PbO2(s)+ 2 H2SO4 b. Sel Edison Fe │KOH (20%; sedikit LiOH)│Ni2O3×xH2O(s) Reaksi anoda (-) Fe(s) + 2OH- à Fe(OH)2(s) + 2 e Reaksi katoda (+) Ni2O3(s) + 3H2O + 2e à 2Ni(OH)2(s) + 2 OH- Reaksi sel Fe(s) + Ni2O3(s) + 3H2O à Fe(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(s)

X-11

c. Sel Nicad (Nickel Cadmium) Cd │Cd(OH)2, KOH (20%) ││ Ni2O3×xH2O(s) │Ni(OH)2 Reaksi anoda (-) Cd(s) + 2OH- à Cd(OH)2(s) + 2 e Reaksi katoda (+) Ni2O3(s) + 3H2O + 2e à 2Ni(OH)2(s) + 2 OH- Reaksi sel Cd(s) + Ni2O3(s) + 3H2O à Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(s) d. Sel bahan bakar (fuel cell) Sel bahan bakar adalah suatu sel Galvani dimana selalu tersedia pereaksi yang dialirkan ke elektroda sehingga sel selalu bekerja secara kontinyu. Sel Bacon terdiri dari anoda nikel dan katoda nikel. Nikel oksida dengan elektrolit larutan KOH. Elektroda tersebut berpori dan gas-gas berdifusi sehingga bersentuhan dengan elektroda. Reaksi anoda (-) 2 H2 + 4 OH- à 4H2O + 4 e Reaksi katoda (+) 2 H2O + O2 + 4e à 4 OH- Reaksi sel 2 H2 + O2 à 2 H2O e. Sel Merkuri Reaksi anoda (-) Zn + 2 OH- à ZnO + H2O + 2 e Reaksi katoda (+) HgO + H2O + 2e à Hg + 2 OH- Reaksi sel Zn + HgO à ZnO + Hg 10.10 SEL ELEKTROLISIS Alat elektrolisis terdiri dari sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan dua elektroda, anoda dan katoda. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Faktor-faktor yang menentukan kimia elektrolisis adalah: (i) konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda dan (ii) komposisi kimia elektroda yang berbeda. 10.10.1 Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda a. Larutan NaCl pekat Reaksi anoda (+) 2 Cl- à Cl2(g) + 2 e Reaksi katoda (-) 2 H2O + 2e à H2(g) + 2 OH- Reaksi sel 2 Cl- + 2 H2O à Cl2(g) + H2(g) + 2 OH- b. Larutan NaCl yang sangat encer Reaksi anoda (+) 2 H2O à O2(g) + 4 H+ + 4 e Reaksi katoda (-) 4 H2O + 4e à 2H2(g) + 4 OH- Reaksi sel 6 H2O à 2H2(g) + O2(g) + 4 H+ + 4 OH-

X-12

10.10.2 Komposisi kimia elektroda yang berbeda a. Elektroda innert (tak aktif) Elektrolisis larutan Na2SO4 Reaksi anoda (+) 2 H2O à O2(g) + 4 H+ + 4 e Reaksi katoda (-) 4 H2O + 4e à 2H2(g) + 4 OH- Reaksi sel 6 H2O à 2H2(g) + O2(g) + 4 H+ + 4 OH- b. Elektroda tidak innert (bukan Pt atau C) Elektrolisis larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda Reaksi anoda (+) H2O à ½ O2(g) + 2 H+ + 2 e Reaksi katoda (-) Cu2+ + 2e à Cu Reaksi sel H2O + Cu2+ à ½ O2(g) + 2 H+ + Cu Hasil elektrolisis dapat disimpulkan sebagai berikut: Reaksi pada katoda (a) K+, Ca2+, Na+, Mg2+ 2 H2O + 2e à H2(g) + 2 OH- (b) H+ dari asam 2 H+ + 2e à H2(g) (c) ion logam yang lain Cu2+ + 2e à Cu Reaksi pada anoda, anoda innert: (a) OH- (basa) 4 OH- à 2 H2O + O2(g) + + 4 e (b) Cl-, Br-, I- 2 Cl- à Cl2(g) + 2 e (c) Sisa asam yang lain, misalnya SO4

2- SO4

2- à SO2 + O2(g) + 2e Elektroda tidak innert (bukan Pt atau C) Cu2+ + 2e à Cu (reaksi pada katoda) 10.11 ASPEK KUANTITATIF ELEKTROLISIS Michael Faraday menemukan aspek kuantitatif dari elektrolisis. Dari Hukum Faraday yang terkenal itu dapat disimpulkan bahwa jumlah mol zat yang dioksidasi atau direduksi pada suatu elektroda adalah sama dengan jumlah mol elektron yang melalu elektroda tersebut dibagi dengan jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi

X-13

pada elektroda untuk setiap ion atau molekul zat. Muatan dari satu mol elektron adalah (6,02 x 10-23 mol-1) (1.602 x 1019 C) = 94.490 C/mol. Besaran ini disebut tetapan Faraday dengan lambang F dan biasanya besaran ini dibulatkan menjadi 96500 C/mol. Proses reaksi pada elektroda dapat melibatkan lebih dari satu elektron Proses satu elektron Ag+ + e à Ag Fe2+ à Fe3+ + e Proses dua elektron Fe à Fe2+ + 2e Fe2+ + 2e à Fe H2O à 2 H+ + ½ O2 + 2e Proses tiga elektron Fe à Fe3+ + 3e Al3+ + e à Al Proses empat elektron Ce à Ce4+ + 4e Proses lima elektron MnO4

- + 8 H+ + 5e à Mn2+ + 4 H2O, dst. Perubahan massa zat yang terjadi selama elektrolisis dapat diungkapkan dengan rumus

FnAQM 1

=

M = massa dinyatakan dalam gram Q = jumlah listrik dalam Coulomb (Q = I x t, I = kuat arus (ampere)) t = waktu (detik), A/n = berat ekivalen, A = massa atom relatif n = perubahan dalam bilangan oksidasi F = Faraday 96500 Coulomb Dari persamaan di atas trelihat bahwa satu Faraday adalah jumlah listrik yang diperlukan untuk perubahan zat sebanyak satu ekivalen zat pada elektroda. Contoh: Berapa gram klor yang dihasilkan pada elektrolisis leburan NaCl dengan arus 1 A selama 15 menit Pembahasan: Cara pertama: 1 A selamat 15 menit à Q = 1 x 15 x 60 = 900 C 900 C = 900/96500 F 1 F menghasilkan 35,45 g Cl 900/96500 F x 35,35 g/ 1 F = 0,331 g Cl Cara kedua à menggunakan rumus

X-14

Cl g 331,0C 96500 x 2

1 x g/mol 35,45 x C 900

1

==

=

M

FnAQM

Jadi massa klor yang dihasilkan selama elektrolisis adalah 0,331 g Cl 10.12 EFISIENSI ARUS Pada elektrolisis, untuk mengendapkan logam dari larutan asam, 90% arus digunakan untuk mengendapkan logam, dan 10% arus untuk menghasilkan hidrogen. Efisiensi arus untuk pengendapan logam adalah 90% sedangkan untuk hidrogen 10%. Efisiensi arus sangat penting dalam industri elektrokimia. Jarang ditemukan efisiensi arus sebesar 100%. Contoh soal: Dari wadah elektrolisis larutan tembaga(II)sulfat, logam Cu sebanyak 0,175 kg diendapkan jika dialiri listrik sebanyak 550.000 C. Hitung efiesiensi arus dalam proses pengendapan logam ini. Pembahasan

%78,95%100550000531555arus Efisiensi

53155554,63965002175

965001

==

==

=

x

CxxQ

nAQM

10.13 KOROSI Peristiwa korosi logam dapat dijelaskan dengan elektrokimia. Berbagai proses elektroda memerlukan potensial elektroda yang lebih besar dari perhitungan. Potensial tambahan ini disebut “overvoltage”. Setengah reaksi yang terjadi adalah: Fe à Fe2+ + 2e ½ O2 + H2O + 2e à 2OH- Akan tetapi disebabkan oleh overvoltage, setengah reaksi yang kedua hanya terjadi pada bagian yang tidak murni atau bagian yang cacat di permukaan besi. Mekanisme korosi dapat ditulis sebagai berikut: 1. Oksidasi besi : Fe(s) à Fe2+(aq) + 2e 2. Reduksi oksigen : ½ O2(g) + H2O(l) + 2e à 2OH-(aq) 3. Pengendapan besi(II)hidroksida : Fe2+(aq) + 2OH-(aq) à Fe(OH)2(s) 4. Pembentukan karat :

X-15

Fe(OH)2 (s) +1/2O2(g)+(x-1)H2O(l) 1/2 Fe2O3.x H2O

Fe(s) + 3/4 O2 (g) + H2O (l) 1/2 Fe2O3 . xH2O2Fe(s) + 3/2 O2 (g) + 2 H2O (l) Fe2O3 . xH2O

Salah satu cara mencegah korosi besi ialah poteksi katodik, misalnya batang

seng atau magnesium ditanam dekat pipa besi kemudian dihubungkan dengan pipa tersebut bagian yang akan dilindungi dari korosi. Dalam hal ini pipa bisa bertindak sebagai katoda dan logam seng yang mempunyai potensial elektroda lebih negatif akan mengalami oksidasi, sehingga pipa besi dapat terlindungi dari korosi. Beberapa cara untuk mengurangi laju korosi besi ialah:

1. Mengontrol atmosfir, mengurangi konsentrasi O2 dan H2 pada permukaan besi. 2. Mencat atau menutupi permukaan besi. 3. Melapisi dengan jalan menutupi permukaan besi dengan minyak atau lemak. 4. Galvaniser atau melapisi besi dengan seng (seng atap).