MAKALAH

Web Elektrokimia

Diajukan untuk memenuhi tugas mata kuliah Media Pembelajaran Berbasis Web

Dosen Pengampu :

Muhamad Nurul Hana, M.Pd.

Disusun oleh:

Laelia Munawaroh (NIM. 1200290)

JURUSAN PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS PENDIDIKAN INDONESIA

2014

Elektrokimia merupakan ilmu mengenai hubungan antara reaksi kimia dengan kerja

listrik yang menerapkan prinsip reaksi redoks. Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan

elektron–elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Reaksi transfer

elektron pada sel elektrokimia tersebut melibatkan elektroda-elektroda. Elektroda dimana

terjadi reaksi reduksi dinamakan katoda, dan elektroda di mana terjadi reaksi oksidasi

dinamakan anoda. Ada dua jenis sel elektrokimia yaitu sel volta dan sel elekrolisis.

A. SEL VOLTA

1. Susunan Sel Volta

Sel Volta atau Sel Galvani merupakan sel elektrokimia yang dapat

menghasilkan listrik akibat reaksi redoks yang spontan. Suatu sel volta terdiri dari

dua reaksi setengah sel yang dipisahkan secara fisik. Misalnya, setengah sel yang

dibuat dari lempeng logam yang dicelupkan ke dalam larutan dari ion logamnya.

Contoh dari sel volta digambarkan sebagai berikut:

Gambar 1. Dua buah bagan alat setengah sel

dari sel volta

Bagian-bagian sel volta:

- Elektroda : katoda (+) dan

anoda (-)

- Larutan elektrolit

- voltmeter

- Jembatan garam

Gambar diatas menunjukan dua buah bagan alat setengah sel dari sel volta

yang dihubungkan dengan jembatan garam dan sirkuit eksternal. Jembatan garam

adalah alat penghubung kedua sel elektrokimia yang mengandung garam guna

menetralkan kelebihan ion di dalam kedua sel setengah reaksi. Dengan jembatan

garam memungkinkan terjadinya aliran ion-ion sekaligus mencegah pencampuran

larutan yang memungkinkan reaksi sel berlangsung terus. Adapun reaksi yang terjadi

ialah sebgai berikut :

Katoda : Cu2+(aq) + 2e Cu(s) (setengah reaksi reduksi)

Anoda : Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e (setengah reaksi oksidasi)

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

Elektroda Zn

Notasi sel volta : Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Setelah mengetahui katoda dan anoda, arah aliran elektron dalam rangkaian eksternal

dapat ditentukan. Elektron dibangkitkan melalui anoda dan mengalir menuju katoda,

di katoda elektron digunakan untuk mereduksi zat. Anoda mempunya tanda negatif

sebab elektron mengalir dari sini, sedangkan katoda mempunyai tanda positif.

2. Notasi Sel Volta

Suatu sel elektrokimia dapat dinyatakan dengan notasi tertentu yang disebut

pula diagram sel. Misalnya:

Notasi sel volta : Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Pada notasi itu, anoda atau setengah sel oksidasi selalu dituliskan pada sisi

kiri, sedangkan katoda atau setengah sel reduksi dituliskan pada sisi kanan. Kedua

elektroda dihubungkan secara listrik melalui jembatan garam, yang ditandai dengan

dua garis vertikal. Sementara itu tanda garis vertikal tunggal menunjukan batas fase,

yaitu antara padatan (elektroda) dan larutan elektrolit.

Jika fasanya sama maka digunakan tanda koma, bukan garis lurus

Contoh : Fe3+(aq), Fe2+(aq) │Pt

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung

kanan.

Contoh : Grafit | I-(aq) | I2(s) ║ H+(aq), MnO4-(aq), Mn2+(aq) | Grafit

Untuk penulisan notasi sel yang melibatkan larutan (aq) ada dua versi

Pt│ H2 (g)│H+(aq) dan Pt│ H2 (g)│H+ (0,1 M)

Tabel 1 Beberapa contoh notasi dan reaksi di katoda

Katoda Reaksi Katoda

Cl2 (g) │ Cl- (aq) │Pt Cl2 (g) + 2 e- 2Cl-

Fe3+ (aq), Fe2+ │Pt Fe3+ (aq) + e- Fe2+ (aq)

Cd2+ (aq) │Cd Cd2+ +2e- Cd (s)

3. Potensial Elektroda Standar (Eo)

Untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan

menggerakkan ion-ion dalam larutan menuju elektroda diperlukan suatu usaha, yaitu

potensial sel dan diberi lambang Esel. Potensial sel disebut juga gaya gerak listrik

(ggl = emf atau electromotive force). Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk

membandingkan kecenderungan logam-logam untuk mengalami oksidasi atau

reduksi. Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi telah

ditetapkan suatu elektroda pembanding yaitu elektroda hidrogen. Elektroda hidrogen

terdiri atas gas hidrogen yang dialirkan ke dalam larutan asam (H+) melalui logam

inert, yaitu platina.

Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektroda (M) dengan elektroda

hidrogen disebut potensial elektroda dinyatakan dengan lambang E. Sementara

potensial elektroda standar diberi lambang Eo diukur pada keadaan standar , yaitu

konsentrasi larutan 1 M (sistem larutan) atau tekanan 1 atm (sel yang melibatkan gas)

dan suhu 25oC. Harga potensial elektroda standar (Eo) dari berbagai elektroda

diberikan pada tabel di bawah. Nilai potensial elektroda standar hidrogen

(konsentrasi H+ 1 M dengan ekanan gas H2 1 atm pada 25oC) ditetapkan sama dengan

0,00 V.

Gambar 2. Elektroda Standar Hidrogen (SHE) (Whitten : 864)

Tabel 2 Potensial Elektroda Standar, Eo (Volt)

Pada tabel potensial elektroda standar, semakin ke bawah menunjukkan urutan

kecenderungan untuk mengalami reduksi, semakin ke bawah semakin mudah

mengalami reduksi. Dalam hal ini kata mereduksi sering diganti dengan kata

bereaksi, membebaskan, mengusir, mengendapkan atau mendesak.

Untuk mengukur potensial reduksi standar perlu dihubungkan dengan

potensial sel oksidasi menggunakan voltmeter atau potensiometer. Menurut

perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah

potensial reduksi.

Esel = Ered - Eoks

Katoda adalah elektroda yang mempunyai harga Eo lebih besar (lebih positif)

sedangkan anoda adalah elektroda yang mempunyai harga Eo lebih kecil (lebih

negatif). Nilai potensial elektroda tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat

reaksi. Contoh:

Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) ECu = εCu Volt

2Cu2+ (aq) + 4e 2Cu(s) ECu = εCu Volt

Sebagai contoh, baterai kecil maupun baterai besar memiliki potensial sel sama, yaitu

1,5 volt.

MENGHITUNG POTENSIAL SEL DARI DATA

POTENSIAL REDUKSI STANDAR (E0red )

Contoh

Berapa nilai potensial sel dengan notasi sel sebagai berikut:

Al(s)Al3+(aq) ║Fe2+(aq)Fe(s)

Penyelesaian

Tahap 1 Menuliskan reaksi setengah sel berdasarkan notasi sel

Katoda : Fe2+(aq) + 2e Fe(s)

Anoda : Al(s) Al3+(aq) + 3e

Tahap 2 Menuliskan potensial elektroda standar setengah sel

Berdasarkan tabel harga potensial reduksi standar : εored Fe2+

=

0,41 V dan εored Al3+

= 1,66 V

Fe2+(aq) + 2e Fe(s) εo red = -0,41 V

Al(s) Al3+(aq) + 3e εooks= +1,66 V (εo

oks = - εored )

Tahap 3 Menyetarakan reaksi

Fe2+(aq) + 2e Fe(s) x 3 εo red= +1,66 V

Al(s) Al3+(aq) + 3e x2 εooks= -0,41 V

Sehingga menjadi

2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e εo red= +1,66 V

3Fe2+(aq) + 6e 3Fe(s) εooks= -0,41 V

4. Persamaan Nernst

Persamaan Nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara

potensial dari sebuah elektron ion-ion logam dan konsentrasi dari ion dalam sebuah

larutan. Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan sebagai berikut:

Eo adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel

dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oks

dan red masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan

konsentrasi partikel hasil reduksi.

Ingat, Nilai potensial elektroda tidak bergantung pada jumlah zat

yang terlibat reaksi

Tahap 4 Menentukan nilai potensial sel standar

2Al(s) + 3Fe2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Fe(s) E0sel = 1,25 V

2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e εo red= +1,66 V

3Fe2+(aq) + 6e 3Fe(s) εooks= -0,41 V

Atau

Eosel = εo

katode – εoanode

Eosel = εo

red Fe2+ - εored Al3+

Eosel = 0,41 V – (- 1,66 V)

Eosel = 1,25 V

5. Sel Konsentrasi

Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi

larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat

terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode

(tempat terjadinya reaksi oksidasi). Misalnya untuk

Zn | Zn2+ (10-3 M) || Zn2+ (10-1 M) | Zn

Maka untuk reaksi di atas yang mengalami reduksi adalah Zn2+ (10-1 M) karena lebih

pekat daripada Zn2+ (10-3 M) sedangkan Zn yang mengalami oksidasi. Untuk

penggunaan rumus sama dengan persamaan Nernst, yaitu:

6. Berbagai Jenis Elektroda

Tiap sel Volta terdiri atas dua buah elektroda atau setengah - sel. Beberapa

jenis elektroda yang penting

a. Elektroda logam-ion logam

Elektroda jenis ini terdiri atas sebuah logam aktif yang tercelup dalam larutan

yang mengandung ionnya sendiri. Potensialnya bergantung pada konsentrasi ion

ini.

b. Elektroda Gas

Yang paling penting dari elektroda jenis ini elektroda hidrogen : Pt | H2 | H+.

Dapat digunakan untuk menentukan pH larutan.

c. Elektroda logam-garam tak larut

Elektroda jenis ini terdiri atas logam berlapis. Salah satu garamnya yang sukar

larut dan tercelup dalam larutan yang mengandung anion garam tersebut.

d. Elektroda membran

Salah satu elektroda membran penting adalah elektroda gelas yang banyak

dipakai dalam pengukuran pH larutan.

7. Potensial Reaksi Redoks

Potensial reaksi redoks sama dengan potensial sel yang dihasilkannya.

Potensial reaksi redoks diperoleh dari penjumlahan potensial setengah reaksi reduksi

dan setengah reaksi oksidasinya. Potensial reaksi redoks dapat digunakan untuk

meramalkan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Suatu reaksi redoks dapat

diperoleh dari penjumlahan potensial setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi

oksidasinya. Redoks spontan : Eoredoks > 0 (positif). Jika suatu reaksi redokst tidak

spontan, maka reaksi kebalikannya berlangsung spontan.

MERAMALKAN REAKSI SPONTAN / TIDAK SPONTAN

Contoh :

Sel volta dibangun dari reaksi berikut:

Zn(s) Zn2+(aq) ║Sn2+(aq) Sn(s)

Apakah reaksi akan terjadi spontan menurut arah yang ditunjukkan

oleh persamaan?

Penyelesaian

Tahap 1 Menuliskan reaksi setengah sel berdasarkan notasi sel

Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

Katoda : Sn2+(aq) + 2e Sn(s)

Tahap 2 Menuliskan potensial elektroda standar setengah sel

Berdasarkan tabel harga potensial reduksi standar : εored Zn2+

= -

0,76 V dan

εored Sn2+

= - 0,14 V

8. Deret Kereaktifan Logam (Deret Volta)

Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektroda standarnya

disebut deret elektrokimia atau deret volta. Berikut ini merupakan deret volta.

Tabel 3. Deret Volta

Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam tabel di atas, maka logam semakin

reaktif (semakin mudah melepas elektron). Sebaliknya, semakin ke kanan

kedudukan logam dalam tabel, maka logam semakin kurang reaktif (semakin sukar

melepas elektron).

9. Beberapa Sel Volta Komersial

a. Baterai Konvensional

1) Aki

Gambar 3. Accumulator

Sel Volta komersial jenis lain yang dapat diisi ulang adalah sel timbel atau

dikenal dengan accumulator (accu), terdiri atas timbel oksida sebagai katode

dan logam timbel berbentuk bunga karang sebagai anode. Kedua elektrode ini

dicelupkan dalam larutan H2SO4 10%. Reaksi yang terjadi

selama accu dipakai (discharged) adalah sebagai berikut.

Anode : Pb(s) + HSO4–(aq) PbSO4(s) + H+(aq) + 2e–

Katode : PbO 2( s ) + 3H + ( aq ) + HSO 4– ( aq ) + 2e –   PbSO4( s ) + 2H 2O( l )

Keseluruhan : Pb (s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4–(aq)  2PbSO4(s) +

2H2O(l)

Jika accu telah dipakai, accu dapat diisi ulang menggunakan arus listrik

searah. Selama proses isi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari

reaksi pemakaian. Reaksinya adalah sebagai berikut:

Elektroda Pb (sebagai katode):

PbSO4(s) + 2H+(l) + 2e Pb(s) + HSO4-(aq)

Elektroda PbO (sebagai anode):

PbSO4( s ) + 2H 2O( l ) PbO 2( s ) + 3H + ( aq ) + HSO 4– ( aq ) + 2e –

2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb (s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4–(aq)

Selama proses isi ulang, sejumlah air dalam accu terurai menjadi H2 dan O2,

akibatnya accu kekurangan air. Oleh karena itu, accu yang sering dipakai dan

diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.

2) Baterai Kering (Sel Leclanche)

Gambar 4. Sel Leclanche

Baterai kering atau Leclanche adalah baterai generasi pertama yang

dikomersilkan, dipakai untuk lampu senter, jam dinding, radio, dan alat-alat

elektronik lainnya. Baterai ini terdiri atas seng (anode) dan batang grafit

(katode). Sebagai zat elektrolitnya adalah campuran MnO2, NH4Cl, dan

serbuk karbon yang dikemas dalam bentuk pasta.

Reaksi redoks yang terjadi sangat rumit, tetapi secara sederhana dapat ditulis

dalam bentuk persamaan berikut.

Anode : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e–

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

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,5 V dan arus listrik yang mengalir akan

berkurang jika dipakai. Potensial sel juga akan berkurang jika cuaca dingin.

3) Baterai Alkalin

Gambar 5. Baterai alkalin

Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi

elektrolitnya bersifat basa karena menggunakan KOH sebagai pengganti

NH4Cl dalam pasta. Reaksi redoks dapat ditulis dalam bentuk persamaan

berikut.

Anode : Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2 (s) + 2e–

Katode : 2MnO 2( s ) + 2H 2O( l ) + 2e –   Mn 2O3( s ) + 2 OH - ( aq )

Keseluruhan : Zn (s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l)  Mn2O3(s) + Zn(OH)2 (s)

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,5 V juga.

4) Baterai Nikel-Kadmium

Baterai yang dapat diisi ulang lainnya adalah baterai nikel-kadmium (nicad).

Sel nicad adalah baterai untuk penyimpan muatan. Sel nicad tergolong sel

Volta yang terdiri atas kadmium sebagai anode, nikel oksida sebagai katode,

dengan elektrolit kalium hidroksida. Baterai nicad banyak digunakan untuk

baterai penerang isi ulang. Reaksi sel selama pemakaian adalah sebagai

berikut.

Anode : Cd(s) + 2OH–(aq) Cd(OH)2(s) + 2e–

Katode : NiO 2 ( s ) + 2H 2O( l ) + 2e –   Ni(OH) 2( s ) + 2OH – ( aq )

Keseluruhan : Cd (s) + NiO2 (s) + 2H2O (l) Cd(OH)2 (s) + Ni(OH)2 (s)

5) Baterai Perak Oksida

Gambar 6. Baterai perak oksida

Baterai perak oksida adalah baterai kecil yang banyak digunakan pada arloji,

kalkulator, dan berbagi jenis peralatan elektronik lainnya. Baterai perak

oksida terdiri atas Zn sebagi anode, Ag2O sebagai katode, KOH bentuk pasta

sebagai elektrolit. Baterai jenis ini memliki potensial sel sebesar 1,5 volt dan

dapat bertahan untuk waktu yang cukup lama. Elektrodenya berlangsung

sebagai berikut :

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

Katode     : Ag2O (s) + H2O (l) + 2e 2Ag (s) + 2OH- (aq)

b. Baterai Modern Berkinerja Tinggi

1) Baterai Nikel-Metal Hidrida (Ni-MH)

Gambar 7. Baterai Nikel-Metal Hidrida (Ni-MH)

Berbeda dengan baterai-baterai yang telah dibahas sebelumnya, baterai ini

tidak menggunakan seng. Anoda yang digunakan adalah kadmium sedangkan

katodanya adalah nikel. Baterai yang menggunakan elektrolit KOH ini dapat

diisi ulang (diestrum) seperti aki. Baterai Ni-MH untuk pertama kalinya

diawali dengan baterai nikel-kadmium (NiCad). Di anoda, setengah reaksi

yang terjadi adalah oksidasi paduan logam (metal alloy), yakni mengabsorbsi

hidrogen dalam alloy logam tersebut dalam elektrolit basa (KOH). Di katoda

terjadi reduksi nikel(III) dalam bentuk NiO(OH).

Anoda : MH(s) + OH-(aq) M(s) + H2O(l) + e-

K atoda : NiO(OH)(s) + H 2O(l) + e-   Ni(OH) 2(s) + OH - (aq)

Keseluruhan : MH(s)+ NiO(OH)(s)  M(s)+ Ni(OH)2(s)  Esel= 1,4V

2) Baterai Litium

Salah satu baterai litium dari jenis yang tidak dapat diisi ulang yaitu baterai

litium-mangan dioksida. Baterai ini menggunakan litium padat sebagai anode

dan MnO2 sebagai katode. Elektrolitnya terdiri dari garam litium, misalnya

litium perklorat (LiClO4) yang dilarutkan dalam campuran propilena karbonat

dan dimetoksietana. Reaksi elektroda dan reaksi selnya adalah sebagai

berikut:

Anode : Li Li+ + e

Katode : MnO2 + Li + + e MnO 2Li

Reaksi sel : Li + MnO2 MnO2Li

3) Baterai Ion Litium

Baterai ion-litium modern mempunyai anoda atom Li (litium) terinterkalasi

(cairan antara) dengan bidang grafit [dinyatakan sebagai Lix(gr)]. Katodanya

adalah litium-logam-oksida, misalnya LiMn2O4 dengan suatu eletrolit yang

khas, yakni 1M LiClO4 dalam pelarut organik etilena karbonat. Elektron

mengalir dalam suatu arus yakni  ion Li+ mengalir dari anoda ke katoda.

Reaksi di anoda:

Lix (gr)  xLi+ + x e-

Reaksi di katoda:

Li1-xMn2O4(s) + x Li+ + x e- LiMn2O4(s)

Reaksi sel keseluruhan:

Lix(gr)+ Li1-xMn2O4(s)  LiMn2O4(s)  Esel=3,7 V

Reaksi sel dapat balik jika sel tersebut di-recharge. Penggunaanya

sebagai baterai laptop, phone celluler, dsb. Keuntungannya antara lain rasio

energi/masa sangat ekstrem (tinggi); 1 mol elektron (1F) bisa dihasilkan

kurang dari 7 gram logam (Mr Li = 6,941 g/mol). Kerugian: relatif (lebih)

mahal, pelarut organik terkadang dapat terbakar.

c. Sel Bahan Bakar

Fuel cell (sel bahan bakar) menggunakan reaksi pembakaran yang

menghasilkan arus listrik. Bahan bakarnya tidak terbakar, -sebagaimana halnya

dengan jenis baterai yang lain-,tetapi reaksi berlangsung secara terpisah dalam

sistem setengah-reaksi, dan elektron ditransfer melalui rangkaian eksternal. Suatu

sel bahan bakar dihasilkan dari reaksi gas hidrogen dan oksigen mengahsilkan

uap air. Gas hidrogen dioksidasi, sedang gas oksigen direduksi membentuk uap

air. Elektroda yang digunakan adalah grafit yang dilingkupi (disalut) dengan

katalis platina yang terimpregnasi.

Di anoda (akibat lapisan katalis), H2 displit, dan elektron (e-) masuk

rangkaian. Dalam elektrolit terjadi pertukaran – membran – proton (proton-

exchange-membrane, PEM) baru, di mana sel mengandung kerangka utama

(backbone) polimer perfluoroetilena  –[F2C – CF2]– yang diperkaya dengan

gugus asam sulfonat (RSO3-) yang menjembatani (mengalirkan) H+dari anoda ke

katoda. Sedangkan di katoda (dengan cara yang analog, akibat lapisan Pt), terjadi

reduksi terhadap O2, dan selanjutnya bergabung dengan H+.

Reaksi di anoda (Oksidasi):

H2(g)  →  2H+(aq) + 2e-

Reaksi di katoda (Reduksi):

½O2(g) + 2H+(aq) + 2e-  →   H2O(g)

Reaksi sel keseluruhan (Redoks):

H2(g) + ½O2(g)   →  H2O(g)

Penggunaan sel bahan bakar sangat luas untuk masa yang akan datang,

untuk transportasi, rumah tangga, dan bisnis tenaga listrik. Dapat digunakan juga

untuk menyediakan air murni (setelah dikondensasi terlebih dahulu) selama

pembebasan hasil reaksinya. Keuntungan dari sel bahan bakar antara lain: (1)

bersih, tidak menghasilkan polutan, dan portable; (2) mengkonversi ~ 75% energi

ikat dalam bahan bakar menjadi energi listrik. Namun, kerugian dari sel bahan

bakar, di antaranya: (1) sel bahan bakar beroperasi dengan aliran kontinu dari

reaktan, juga tidak mampu menyimpan energi listrik; (2) katalis untuk elektroda

cukup mahal.

Gambar 8. Diagram alir sel bahan bakar

Sel bahan bakar merupakan sumber energi yang sangat menguntungkan.

Tidak seperti sel kering (sel primer) dan sel penyimpan (sel sekunder), pereaksi

di katoda dan anoda secara kontinu mensuplai kebutuhan energi. Sel ini bekerja

selama ada reaksi itu dan tidak dapat menyimpan energi. Secara termodinamika,

efisiensi yang dihasilkan relatif tinggi. Energi yang dihasilkan dalam bentuk kerja

ini lebih tinggi daripada jika gas hidrogen dan gas oksigen dibakar untuk

menghasilkan panas. Karenanya sumber bahan bakar merupakan energi masa

depan dan dapat digunakan sebagai sumber energi alternatif pengganti bahan

bakar fosil (minyak bumi dan sejenisnya).

B. SEL ELEKTROLISIS

Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak spontan terjadi pada peristiwa

elektrolisis. Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk memacu berlangsungnya

reaksi redoks yang tidak spontan. Dengan kata lain, energi listrik diubah menjadi energi

kimia.

Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Pada sel

elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan

elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks).

Sel elektrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :

Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan

atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.

Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis.

Ada sumber arus listrik dari luar,seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah

(DC).

1. Susunan Sel Elektrolisis

Prinsip kerja sel elektrolisis berlawanan dengan sel volta. Oleh karena itu,

susunan rangkaian sel elektrolisis juga berlawanan dengan susunan rangkaian sel

volta. Pada sel elektrolisis, anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif

(-). Juga, pada sel elektrolisis,pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan

pada potensial yang diberikan dari luar.

Gambar 9. Perbandingan sel volta (kiri) dengan sel elektrolisis (kanan)

Dalam suatu elektrolit terdapat kation (ion positif) dan anion (ion negatif)

yang berasal dari ionisasi elektrolit. Jika kita alirkan listrik dalam elektrolit tersebut,

maka kation akan mengalami reduksi anion akan mengalami oksidasi. Kation akan

menuju ke katode (tempat terjadi peristiwa reduksi), sedangkan anion akan menuju

ke anode (tempat terjadi peristiwa oksidasi). Jadi, dalam sel elektrolisis, katode

merupakan elektrode negatif sebab dituju oleh ion positif., sedangkan anode adalah

elektrode positif sebab dituju oleh ion negatif.

2. Reaksi-Reaksi Elektrolisis

Sel elektrolisis mempunyai beberapa komponen utama, yaitu wadah,

elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah. Dalam sel ini, pemakaian jenis

elektrode dan elektrolit sangat mempengaruhi jenis produk yang dihasilkan. Reaksi

pada katode dan anode (Elektrolisis) dibagi menjadi 3 macam / kelompok:

a. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan

Biasanya pada sel ini elektrode yang dipakai adalah electrode yang inert

(tidak bereaksi), yaitu platina atau karbon. Lelehan adalah kondisi elektrolit tanpa

mengandung pelarut (air). Jika arus listrik dialirkan kedalam senyawa ion, maka

senyawa itu akan terurai menjadi anion dan kation. Pada waktu proses

elektrolisis, kation akan menuju ke katode dan anion akan menuju ke anode.

Kation langsung direduksi dan anion langsung dioksidasi.

Contoh :

Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi dalam lelehan NaCl!

Penyelesaian :

NaCl (l) Na+ + Cl-

Katode : Na+ + e Na (2x)

Anode : 2Cl - Cl 2 + 2e (1x)

2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2

b. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak

Reaktif)

Unsur yang dapat dipakai sebagai elektrode inert adalah karbon (C) dan

Pelatina (Pt). elektrolit yang berupa larutan mengandung air. Adanya air dalam

larutan mengakibatkan adanya kompetisi antara air dengan zat-zat tertentu yang

terlihat dalam elektrolisis.

1) Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation)

Ion-ion logam golongan IA, IIA, Al, dan Mn, serta ion-ion logam yang

memiliki Eo lebih kecil dari Eo H2O (-0,83) tidak direduksi dari larutan

melainkan pelarutnya (air).

2H2O + 2e 2OH- + H2

Ion-ion logam yang mempunyai potensial reduksi lebih dari -0.83 volt

direduksi menjadi logam yang diendapkanpada permukaan katode.

Mn+ + ne M

Ion H+ dari asam direduksi menjadi hidrogen.

2H+ + 2e H2

2) Reaksi pada Anode (Oksidasi pada Anion)

Ion-ion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3, CO3

2-) kecenderungan

untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil dibanding air sehingga yang

dioksidasi adalah air.

2H2O 4H+ + 4e + O2

Ion-ion yang tidak mengandung oksigen (Cl-, Br, I-) cenderung

mengalami oksidasi disbanding air sehingga yang dioksidasi ion-ion itu.

2X- X2 + 2e

Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)

4OH- 2H2O + 4e + O2

Contoh:

Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt.

Penyelesaian:

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

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

dioksidasi adalah H2O.

c. Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert

(Reaktif)

Pada sel ini elektrode tidak inert ikut bereaksi dan hanya terjadi di anode.

Contoh dari elektrode ini adalah Cu, Fe, Zn, dan sebagainya, kecuali Pt dan C.

1) Reaksi pada Katode

Reaksi yang terjadi sama dengan reaksi yang terjadi pada katode pada kondisi

sel elektrolisis dengan electrode inert.

2) Reaksi pada Anode

Logam anode akan teroksidasi menjadi larutan. Dalam hal ini, semua anion

tidak perlu diperhatikan.

Contoh:

Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag

Penyelesaian:

Pada larutan CuSO4 kation (Cu2+) akan direduksi di katode, sedangkan yang

dioksidasi adalah elektrode Ag.

CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42-(aq)

Katode : Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) … x 1

Anode : Ag (s) → Ag + (aq) + e - … x 2

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

3. Hukum-Hukum Faraday dan Stoikiometri Reaksi Elektrolisis

Michael Faraday (1791-1867) adalah seorang ahli kimia yang telah

menemukan hubungan antara jumlah arus listrik yang dibutuhkan dengan massa zat

yang dibebaskan pada proses elektrolisis. Faraday menemukan beberapa kaidah

perhitungan elektrolisis yang dikenal dengan hukum Faraday.

Bunyi hukum Faraday adalah sebagai berikut :

I. Jumlah zat yangdihasilkan pada electrode berbanding lurus dengan jumlah arus

listrik yang melalui elektrolisis.

II. Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat

zat yang dihasilakan masing masing sel berbanding lurus dengan berat ekuivalen

zat itu.

Gambar 10. Hukum Faraday II

Nama Michael Faraday diabadikan dengan memberikan nama salah satu

satuan dalam perhitungan elektrolisis, yaitu faraday (F) yang didefinisikan, satu

faraday (1 F) adalah jumlah listrik yang terdiri atas 1 mol electron atau 6,0221367 x

1023 butir elektron. Karena 1 butir elektron = 1,60217733 x 10-19 coulomb, maka 1

faraday setara dengan muatan sebesar:

6,0221367 x 1023 x 1,60217733 x 10-19 coulomb = 9,64853 x 104 coulomb, dibulatkan

menjadi 9,65 x 10 4 atau 96500 coulomb.

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

F= Q96500

Q  =  F x 96500

1 faraday (F) = 1 mol elektron = 96500 coulomb

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui

perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan

hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Q  =  i  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai

berikut :

F= Q96500

= i x t96500

Keterangan :

F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)

Q = coulomb (C)

i = kuat arus (Ampere / A)

t = waktu (detik / s)

Hukum Faraday I secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

w= e× i×t96500

=e . F

Keterangan:

w = massa zat yang dihasilkan (g)

e = massa ekuivalen = Ar atau Mr

valensi

i = kuat arus (Ampere / A)

t = waktu (detik / s)

F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)

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

e=A r

n

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

jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut

e=A r

nx

i x tF

atau w=M r

nx

i x tF

Contoh:

Ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama

96.5 detik. Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut.

Penyelesaian :

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(g)

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

ion H+ ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga wA r

jumlah mol

= 1n

xi x tF

=11

x10 A x 965 s

96.500 C=0,1mol

[H+] = jumlahmol

Volume=0,1mol x965 s

0,5 L=0,2 M=2 x 10-1M

pH = - log [H+] = - log 2 x 10-1= 1 – log 2

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

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

oksigen yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar.

Penyelesaian :

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.

W =M r

nx f (digunakan Mr karena O2 merupakan molekul)

W = WM r

= jumlah mol O2 = 1n

x F14

x0,2=0,05mol .

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

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

Hukum Faraday II secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

e=i x tF

xw xn

Ar

=konstan

Jadi, rumus Hukum Faraday II yaitu sebagai berikut :

w1

e1

=w2

e2

Keterangan:

w1 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis I (g)

w2 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis II (g)

e1 = massa ekuivalen elektrolisis I

e2 = massa ekuivalen elektrolisis II

Contoh :

Ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus

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

dan volume setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan.

Penyelesaian:

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

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

wA gxnA g

A r g=w

oH−¿ xnoH −¿

M r OH−¿¿¿¿

nOH- = 1 dan jumlah mol adalah

W OH−¿

M rOH−¿¿¿

WAg = jumlah mol OH- x n OH- x A r Ag

nA g

= 0,1 mol x 1 x 108 gmol−1

1=10,8 gram .

Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.

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.

Penyelesaian :

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 =…?

wAg

eAg

=w ¿

e¿

wAg xn Ag

Ar A g=

w¿ x n¿

Ar∋¿¿

w Ag=w¿ x n¿

A r∋¿ xA r AgnA g

¿

¿ 11,8 g x259 g mol−1 x

108 g mol−1

1=43,2 g

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

4. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri

a. Pemurnian Logam

Logam yang ada dialam sebagian besar masih bercampur dengan logam

lain. Untuk mendapatkan logam yang diinginkan, tentu saja zat lain yang

bercampur dengan logam itu harus dihilangkan. Apabila campuran zat lain itu

sudah hilang, maka fungsi logam yang kita kehendaki akan optimal dalam

penggunaannya. Pada contoh berikut, akan dibahas tentang cara menghilangkan

zat-zat lain yang bercampur dengan tembaga sehingga diperoleh unsur tembaga

murni.

Tembaga adalah logam penghantar listrik yang baik. Supaya

konduktivitasnya (daya hantar listrik) meningkat, maka tembaga perlu

dibersihkan dari pengotornya.sel elektrolisis sering digunakan untuk memurnikan

logam (dalam hal ini tembaga) dari pengotornya. Sebagai katode, tempatkan

tembaga yang akan anda murnikan, sedangkan tembaga murni ditempatkan

sebagai anode. Elektrolit yang digunakan adalah larutan yang mengandung kation

logam yang akan dimurnikan ( dalam hal ini adalah larutan CuSO4).

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

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

Katode (tembaga kotor) : Cu2+(aq) + 2e Cu(s)

Anode (tembaga murni) : Cu(s) Cu2+(aq) + 2e

Kation tembaga direduksi menjadi tembaga yang mengendap di katode. Kation

Cu2+ dari anode menuju larutan menggantikan ion Cu2+ yang mengalami reduksi.

Dengan mengatur tegangan selama elektrolisis, logam pengotor katode yang

mempunyai potensial lebih positif dari tembaga yang akan jatuh ke bawah dan

tidak larut. Adapun pengotor yang mempunyai potensial lebih negative dari

tembaga, akan larut tetapi tidak akan mengendap di katode. Supaya kotoran itu

tidak ke mana-mana, maka harus ada penyaring sehingga daerah katode akan

bersih.

b. Penyepuhan Logam

Untuk mencegah logam supaya tidak mudah berkarat atau untuk

memperindah warna logam, suatu logamdapat dilapisi dengan logam yang lain.

Proses pelapisan logam oleh logam lain ini dikenal dengan nama penyepuhan

logam. Logam yang biasa digunakan untuk melapisi (menyepuh) adalah emas,

perak, kromium, titanium dan nikel.benda-benda yang biasa dilapisi adalah

mesin-mesin kendaraan bermotor, alat-alat rumah tangga, dan aksesoris.

Pada penyepuhan ini, digunakan elektrode yang reaktif dan elektrolit

larutan yang mengandung kation logam yang akan melapisi. Misalnya untuk

melapisi sendok dengan perak, logam yang digunakan sebagai anode, sedangkan

elektrolit yang digunakan adalah larutan AgNO3.Korosi (Perkaratan) adalah

proses teroksidasinya suatu logam oleh berbagai zat menjadi senyawa.

Proses korosi merupakan peristiwa elektrokimia. Suatu logam akan

mengalami korosi bila permukaan logam terdapat bagian yang berperan sebagai

anoda dan di bagian lain berperan sebagai katoda. Proses korosi yang banyak

terjadi adalah korosi pada besi. Bagian tertentu dari besi berperan sebagai anoda,

sehingga besi mengalami oksidasi.

Fe (s) <-----> Fe2+ (aq) + 2e

Cara Mencegah Korosi Korosi dapat menimbulkan kerugian karena selain

merusak alat atau bangunan dari logam juga menyebabkan logam menjadi rapuh

dan tidak mengkilat.

Oleh karena itu proses korosi logam harus dicegah. Setelah kita

mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi korosi, tentunya kita tahu

bagaimana cara mencegahnya.  Pada dasarnya pencegahan korosi adalah

mencegah kontak langsung antara logam dengan zat-zat yang menyebabkan

korosi atau mengusahakan agar logam yang dilindungi dari korosi berperan

sebagai katoda.

Cara-cara pencegahan korosi yang sering dilakukan adalah sebagai

berikut.

Melapisi logam dengan cat, minyak atau oli, plastik atau dengan logam lain

yang tahan korosi misalnya krom, nikel, perak, dan sebagainya.

Perlindungan katoda. Logam yang dilindungi dari korosi diposisikan sebagai

katoda, kemudian dihubungkan dengan logam lain yang lebih mudah

teroksidasi (memiliki E° lebih negatif dari logam yang dilindungi). Misalnya

pipa besi dalam tanah dihubungkan dengan logam Mg. Logam Mg sengaja

dikorbankan agar teroksidasi tetapi pipa besi tidak teroksidasi.

Membuat alloy atau paduan logam, misalnya besi dicampur dengan logam Ni

dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).

Adapun reaksi yang terjadi pada penyepuhan sendok dengan perak adalah

sebagai berikut :

AgNO3 Ag+ + NO3-

Katode (sendok) : Ag+(aq) + e Ag(s)

Anode (perak) : Ag(s) Ag+(aq) + e

Proses yang terjadi adalah kation dari larutan mengalamireduksi kemudian

mengendap di permukaan katode (sendok). Logam perak pada anode mengalami

oksidasi dan menghasilkan kation yang menuju ke larutan untuk menggantikan

kation larutan yang mengalami reduksi.

c. Produksi Gas

Metode elektrolisis dipakai oleh industry untuk membuat gas klorin,

oksigen, dan hidrogen dalam jumlah besar. Untuk memproduksi gas oksigen (O2)

biasanya digunakan larutan yang mengandung anion SO42-, NO3, dan CO3

2-.

Demikian pula untuk memproduksi gas hydrogen (H2) digunakan larutan yang

mengandung kation dari golongan alkali dan alkali tanah. Akan tetapi, jika ingin

memproduksi gas dari golongan VIIA, digunakan larutan yang mengandung

anion dari golongan tersebut. Pada pembuatan gas dengan proses elektrolisis,

elektrode yang digunakan harus dari logam inert.

Contoh pembuatan gas hidrogen dan oksigen, dengan elektrolit yang

digunakan adalah K2SO4 dan elektrodenya C sebagai berikut. Reaksi yang terjadi

adalah :

K2SO4 (aq) 2K+(aq) + SO42-(aq)

Katode : 2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2 (g)

Anode : 2H2O(l) 4H+(aq) + 4e + O2 (g)

Larutan K2SO4 diperlukan sebagai penghantar listrik. Karena yang bereaksi air,

maka lama kelamaan air akan habis sehingga perlu selalu ditambah.

Referensi

http://www.ut.ac.id/html/suplemen/peki4310/sel_elektrolisis.htm

David, S. (2013). Redoks. Diakses dari:

http://kimiamanten.blogspot.com/2011/11/redoks.html

Hidayat, A. (2013). Sel volta komersial. Diakses dari: http://materi-kimia-

sma.blogspot.com/2013/05/sel-volta-komersial.html

Ilmu kimia (2013). Elektrolisis. Diakses dari:

http://www.ilmukimia.org/2013/04/elektrolisis.html

Purba, Michael. (2006). Kimia 3A untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.