SEL ELEKTROKIMIA

    

Elektrokimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia yang mempelajari peristiwa yang berhubungan dengan listrik dan aliran elektron dalam arti reaksi kimia. Ilmu ini memiliki sangat banyak manfaat dalam kehidupan, sebagai contoh elektrokimia adalah prinsip yang diterapkan dalam semua jenis baterai yang digunakan oleh manusia pada smartphone, laptop, dan lain-lain.

Elektrokimia pada dasarnya akan senantiasa melibatkan reaksi redoks (reduksi oksidasi). Dengan demikianlah, pada artikel ini akan dibahas tentang apa itu elektrokimia, jenis hukum faraday, dan juga contoh soal yang kerapkali muncul dalam ujian.

Elektrokimia

Elektrokimia adalah studi mengenai hubungan antara reaksi kimia dan listrik yang menyertainya. Hal ini termasuk studi tentang arti perubahan kimia yang disebabkan karena keberadaan arus listrik ataupun produksi energi listrik oleh reaksi kimia tertentu.

Pengertian Elektrokimia

Definisi elektrokimia adalah serangkaian pemisahan muatan yang terjadi di dalam media cair sperti larutan. Pemisahan larutan homogen dengan elektrokimia menerapkan prinsip dari reaksi oksidasi dan reaksi reduksi dimana salah satu zat yang dipisahkan nantinya akan mengalami pengendapan menjadi bentuk padatan sehingga dapat dipisahkan dari larutannya. Dalam elektrokimia juga melibatkan dua buah elektroda penghantar yaitu anoda dan katoda.

Pertukaran antara energi listrik dan reaksi kimia memiliki aplikasi yang sangat luas dalam kehidupan manusia seperti penerapan pada prinsip kerja baterai yang memberi daya pada smartphone anda saat ini. Prinsip yang digunakan pada baterai juga menerapkan reaksi redoks dimana oksidasi menyebabkan hilangnya satu atau lebih elektron pada satu spesies kimia sedangkan reduksi adalah penambahan satu atau lebih elektron dalam satu spesies kimia.

Ketika reaksi oksidasi dan reduksi dipasangkan bersama dalam suatu reaksi redoks, elektron dapat mengalir dari spesies ter-oksidasi ke spesies ter-reduksi. Aliran elektron tersebut dapat secara spontan dihasilkan oleh reaksi dan menyebabkan energi listrik dalam satu sel. Hal itulah yang dimanfaatkan pada prinsip kerja baterai yang ada hingga saat ini.

Jenis Sel Elektrokimia

Terdapat dua jenis sel elektrokimia yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Berikut ini merupakan penjelasan kedua jenis sel elektrokimia secara lengkap;

Sel Volta

Sel volta atau dikenal sebagai sel galvanik merupakan sel elektrokimia yang pertama kali ditemukan pada tahun 1800-an oleh Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Hingga saat ini, sel volta ini telah berkembang menjadi komponen baterai seperti yang sudah dibahas sebelumnya.

Dalam pengertiannya, sel volta adalah sel elektrokimia yang didalamnya terjadi reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik proporsional.

Sel volta memiliki prinsip kerja yaitu ketika dua plat logam yang berbeda sebagai elektroda secara bersamaan direndam dalam larutan elektrolit yang memiliki reaktivitas lebih tinggi dengan plat tersebut, maka hal ini akan menyebabkan ion logam didalamnya larut sebagai ion bermuatan positif dan meninggalkan elektron bebas pada plat, oleh karena itu plat logam menjadi bermuatan negatif.

Pada plat logam yang lain dimana reaktivitasnya lebih rendah akan cenderung menarik ion positif yang ada pada larutan elektrolit untuk menempel pada permukaannya sehingga menyebabkan plat ini menjadi bermuatan positif. Jika kedua plat ini terhubung melalui sebuah konduktor, maka elektron akan mengalir dan menyebabkan arus listrik terbentuk mengalir melaluinya.

Besar arus listrik yang dihasilkan akan sebanding dengan jumlah muatan positif dan negatif yang ada pada masing-masing plat logam.

Berikut ini merupakan contoh penerapan sel volta;

Gambar tersebut menunjukkan sel volta sederhana dimana asam sulfat H2SO4 menjadi larutan elektrolit dalam reaksi tersebut. Sedangkan dua logam sebagai elektroda yaitu zinc (Zn) dan juga tembaga (Cu). Kedua elektroda tersebut dihubungkan dengan sebuah konduktor yang terdapat lampu untuk membuktikan keberadaan arus listrik.

Reaksi yang terjadi dalam sel

Pada larutan : H2SO4 –> 2H+ + SO42-

Pada larutan : Zn2+ + SO42- –> ZnSO4

Pada elektroda Zn : Zn –> Zn2+ + 2 e–

Pada elektroda Cu : 2H+ + 2e– –> H2 (gas)

Logam Zn memiliki potensial reduksi sebesar -0.62 V sedangkan logam Cu memiliki potensial reduksi sebesar 0.46 sehingga total potensial listrik yang dihasilkan oleh sel tersebut adalah 0.46-(-0.62) = 1.08 V. Dengan logam Zn mengalami oksidasi sedangkan Cu mengalami reduksi.

Reaksi redoks spontan yang menghasilkan energi listrik ini disebut sel volta atau sel sel galvanik, diambil dari nama ilmuwan Italia Luigi Galvani dan Alessandro Volta, yang membuat sel ini untuk pertama kali. Reaksi redoks dapat menghasilkan listrik sebab pada reaksi redoks terjadi pemindahan elektron dari reduktor ke oksidator. Hal ini dapat diterangkan dengan gambar sel volta berikut:

 Zink (Zn) mengalami oksidasi sehingga Zn melepaskan 2 elektronnya, tembaga (Cu) mengalami reduksi (pengikatan elektron) dengan demikian elektron yang dihasilkan oleh Zn diikat oleh Cu. Logam seng dan tembaga dimana terjadi reaksi redoks tersebut disebut elektode/elektroda. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode/anoda, sedangkan tempat terjadinya reduksi  disebut  katode/katoda. Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode kutub positif. Selanjutnya ada kesepakatan untuk menuliskan notasi sel/lambang /diagram sel elektrokimia sebagai berikut:

Zn | Zn2+  || Cu2+ | Cu

Anoda              Katode

I : menyatakan perubahan zat pada anoda  Zn mengalami oksidasi menjadi Zn2+  pada katoda Cu2+ menjadi       Cu

II : menyatakan jembatan garam.

1. Potensial Elektroda

            Jika suatu logam kita celupkan dalam air maka akan timbul beda potensial antara batang logam dan air yang kita sebut potensial elektroda. Setiap logam memiliki potensial elektroda yang berbeda-beda. Jika dua sistem elektroda dihubungkan akan terjadi arus listrik karena terjadi perpindahan elektron dari anoda menuju katoda.

Dalam menentukan besarnya potensial elektroda tunggal secara langsung sangat sulit. Diperlukan elektroda pembanding yang memiliki harga potensial elektroda nol, sehingga harga potensial elektrode yang lain dapat ditentukan dengan voltmeter. Elektroda pembanding yang digunakan untuk menghitung besarnya potensial elektroda logam adalah elektroda Hidrogen. Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektroda dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode itu dan diberi lambang E. Apabila diukur pada keadaan standar (250 C, dengan konsentrasi 1 M dan tekanan gas 1atm), disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang E0 .

2 H+ (1 M)   +  2 e   --------->    H2(g) (1 atm)                      E0 = 0 volt

Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif, sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda negatif. Menurut kesepakatan potensial elektrode dikaitkan dengan reaksi reduksi. Jadi potensial elektrode sama dengan potensial reduksinya. Harga E0 tidak mengalami perubahan apabila reaksi tersebut diubah arahnya karena  potensial merupakan sifat intrinsik.

2. Potensial Sel

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter / potensiometer dan  dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif (katode) dan potensial elektrode negatif (anode).

 E0sel   =  E0(+)  –   E0(-)

Suatu susunan sel dapat (berlangsung) menghasilkan energi listrik atau tidak tergantung susunan yang kita buat. Suatu sel dapat berlangsung apabila harga potensial selnya bernilai positif. Cara menentukan susunan sel volta dengan melihat harga potensial elektrodanya, apabila potensial elektrodanya positif maka logam tersebut sebagai katoda sedang logam lainnya sebagai anoda.

 Contoh soal : tentukan reaksi sel dan potensial elektroda jika diketahui,

harga potensial :    Cu2+ +  2e   ---------->   Cu                 E0 = + 0,34 volt

                             Ag+   +  e   ----------->   Ag                 E0  = + 0,80 volt

Jawab : karena Ag memiliki harga potensial elektroda lebih positif, maka Ag sebagai katoda mengalami reaksi reduksi sedangkan Cu sebagai anoda.

Katoda            :   Ag+ + e   ------->   Ag                        )  dikali 2        E0   = + 0,80 volt

Anoda             :   Cu           ------->   Cu2+ + 2e           )  dikali 1         E0   = + 0,34 volt

                           2Ag+ +  Cu  -------->  Cu2+ + 2 Ag                       E0sel =  +0,46 volt

E0sel  =  E0(+) –   E0(-)

          = 0,80 volt – 0,34volt

          = + 0,46 volt

 3. Beberapa Sel Volta komersial

            Pada sel volta komersil ada 2 jenis sel, yaitu sel yang dapa diisi ulang yang disebut sebagai sel volta sekunder dan yang tida dapat diisi ulang yaitu sel volta primer.

1. Accumulator (Aki)

Sel aki terdiri atas anoda timbal (Pb) dan katoda timbal dioksida (PbO2) yang dicelupkan kedalam larutan elektrolit H2SO4. kedua eletrode dan hasil reaksinya tidak larut dalam H2SO4 sehingga tidak diperlukan adanya jembatan garam.

Reaksi pengosongan aki:

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

Katode: PbO2(s)  +  HSO4–(aq)  +  3H+(aq)  + 2e    -------->     PbSO4(s) + 2 H2O

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

Tiap sel aki mempunyai beda potensial kurang lebih 2 Volt, aki 12 V terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri. Dua hal yang perlu diperhatikan dari reaksi pengosongan aki:

1. anode dan katode berubah menjadi zat yang sama sehingga tidak ada beda potensial.
2. selama pengosongan aki H2SO4 diikat dan dihasil air, sehingga kadar H2SO4 berkurang.

Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dapat dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode.

Reaksi pengisian aki sebagai berikut:

Anode (PbO2) : PbSO4(s) + 2 H2O(l)              -------->  PbO2(s)  + HSO4–(aq)  +  3H+(aq)  + 2e  

Katode (Pb)     : PbSO4(s)  +  H+(aq)  +  2e    -------->    Pb(s)   +  HSO4–(aq) 

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

2. Baterai Kering (Sel Leclanche)

Sel Leclanche terdiri atas suatu silinder seng yang berisi pasta dari batu kawi (MnO2) , salmiak (NH4Cl) Carbon dan sedikit air. Seng berfungsi sebagai anode sedangkan katodenya carbon. Yang dicelupkan ke dalam pasta yang berfungsi sebagai oksidator. Reaksinya secara garis besar dituliskan sebagai berikut:

Anode :  Zn(s)                                              -------->   Zn2+(aq)  +   2e

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

              Zn(s)  + 2MnO2(s)  +  2 NH4+(aq) --------> Zn2+(aq)  + Mn2O3(s)  + 2 NH3(aq)  +  H2O(l)

Zn2+ yang terbentuk mengikat NH3 membentuk ion Zn (NH3)42+. Reaksinya tidak dapat dibalik sehingga baterai jenis ini tidak dapat diisi ulang.

Baterai kering jenis alkaline pada dasarnya sama dengan baterai kering biasa tapi bersifat basa, karena menggunakan KOH dalam pastanya.

3. Baterai Nikel-Kadmium

Baterai Nikel-Kadmium adalah baterai kering yang dapat diisi kembali. Reaksi selnya:

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

Katode  : NiO2(S)  + 2 H2O(l)  + 2e      -------->   Ni(OH)2(s)  +  2 OH–(aq)

               Cd(s)   + NiO2(S)  + 2 H2O(l) -------->  Cd(OH)2(s)   +  Ni(OH)2(s)

Hasil-hasil reaksi baterai Nikel-Kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektroda, sehingga dengan membalik arah elektron maka zat tersebut dapat diubah menjadi zat semula.

 4. Baterai Litium

Baterai litium merupakan salah satu alat penyimpan energi tercanggih saat ini. Karena selain tahan lama, baterai ini mempunyai kemampuan yang tinggi dalam menyimpan energi dan ramah lingkungan serta dapat diisi ulang. Baterai litium yang digunakan menggunakan bahan dasar polimer. Jenis polimer yang digunakan PEO (polyetilen Oxalate) untuk komposit elektroda dan PVDF (Polyvinyl Diflouride) untuk komposit elektrolitnya.

Karena bahan polimer tersebut mahal, maka di Indonesia lembaran katodanya digantikan dengan Litium Mangan Oxide, lembaran anoda digantikan dengan grafit, sedangkan elektrolitnya digantikan dengan Litium Titanium Alumunium Phospate.

5.  Sel Bahan Bakar

Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini akan tetap memberikan energi bila bahan bakarnya diisi terus menerus. Reaksi selnya sebagai berikut:

Anode :  2 H2(g)   +  4 OH–(aq)  -------->    4 H2O(l)  + 4 e

Katode:  O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e -------->     4 OH–(aq)

               2 H2(g)  +  O2(g)          -------->     2 H2O(l)

Sel seperti ini digunakan untuk sumber listrik pada pesawat ruang angkasa. Selain itu hasil dari sel ini dapat digunakan sebagai sumber air di luar angkasa.

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis adalah jenis lain dari sel elektrokimia dimana sel elektrolisis ini bekerja dengan prinsip yang berlawanan dengan sel volta. Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mendorong terjadinya reaksi kimia dengan adanya aliran listrik di dalamnya.

Sel elektrolisis bekerja dengan digunakan juga dua elektroda yang direndam dalam larutan elektrolit dimana kedua elektroda yang digunakan memiliki perbedaan potensial dengan adanya sumber listrik sehingga menyebabkan salah satu elektroda bermuatan positif sedangkan satu yang lainnya bermuatan negatif.

Adanya listrik menyebabkan usur elektrolit cair dipecah menjadi ion positif dan ion negatif dimana ion negatif akan tertarik ke dalam elektroda positif sedangkan ion positif akan diendapkan menjadi padatan yang menempel pada elektroda yang bermuatan negatif. Dengan prinsip demikian, sel elektrolisis dapat digunakan dalam pemisahan suatu zat dari senyawa tertentu.

Berikut ini contoh dari sel elektrolisis;

Digunakan larutan NaCl sebalai larutan elektrolit dan dua buah elektroda sebagai anoda dan katoda serta dialiri oleh listrik melalui sebuah baterai. Ketika arus listrik dialirkan, maka elektroda akan bermuatan positif dan negatif. Elektroda positif akan menarik ion Cl– dalam larutan, sedangkan elektroda negatif akan menarik ion Na+ dalam larutan NaCl.

Reaksi yang terjadi dalam sel elektrolisis

Pada katoda : Na+ + e– –> Na (endapan)

Pada anoda : 2Cl– –> + Cl2 + e–

Total reaksi : 2 NaCl –> 2Na (padat) + Cl2 (gas)

Elektrolisis menimbulkan reaksi redoks dan banyaknya zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir dalam sel elektrolisis. Reaksi elektrolisis tergolong reaksi redoks tidak spontan. Reaksi ini dapat berlangsung karena pengaruh energi listrik. Jadi pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

Susunan sel elektrolisis digambarkan sebagai berikut:

1. Reaksi-reaksi elektrolisis

            Reaksi di katode bergantung pada jenis kation (kationnya apa?)

1. Kation logam aktif ( golongan I A,IIA, Al dan Mn), maka air yang tereduksi.

            2H2O(l)  +  2e  -------->  H2(g)   +  2OH–(aq)

            Catatan: Kation logam aktif dalah fase lelehan/leburan dapat mengalami reduksi.

            IA: Li,Na,K,Rb,Cs

            IIA: Be, Mg , Ca, Ba, Ra

    2. kation lain mengalami reduksi

        2H+(aq)  +  2e --------> H2(g)

        Lx+(aq)  + xe  -------->  L(s)

 Reaksi di anode bergantung pada jenis anoda/elektroda dan anion.

1. (Anoda/elektrodanya apa?)

Jika Anoda/elektrodanya inert (Pt, Au,C) maka  yang mengalami oksidasi anionnya,(anionnya apa) dengan melihat jika :

1). Anion merupakan  sisa asam oksi(sisa asam yang mengandung oksigen, SO42-, PO42-, dll), maka air mengalami oksidasi:  2 H2O(l)                 4 H+(aq)  +  O2(g)  + 4e

2). Sisa asam yang lain (Br–, Cl–, I–)  atau OH– teroksidasi

Contoh:            2 Br–(aq)   -------->   Br2(g) + 2e

                        4OH–(aq) -------->   2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

Jika Anoda/elektrodanya tidak inert ,maka elektroda mengalami oksidasi

                L(s)  -------->    Lx+(aq)  +  x e

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

Contoh:

1.Elektrolisis larutan NaOH dengan elektrode grafit(C)

NaOH --------> Na+  +  OH–

Reaksi di katoda tergantung pada kationnya, karena Na+ merupakan logam akif golongan IA maka yang mengalami reduksi adalah air,

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

Pada reaksi di anoda pertama kita lihat anoda/elektrode. C merupakan elektroda aktif selanjutnya kita lihat anionnya OH–, bukan asam oksi sehingga OH– sendiri yang mengalami oksidasi.

Anode : 4OH–(aq) --------> 2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

Kedua reaksi diatas selanjutnya kita jumlahkan

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

Anode : 4OH–(aq)   -------->   2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

                    2 H2O(l)  -------->   2 H2(g)   +  O2(g)

2.Elektrolisis larutan ZnSO4 dengan elektrode tembaga

        ZnSO4 -------->  Zn2+ + SO42-

Reaksi di katoda tergantung pada kationnya, Zn2+ bukan logam aktif (IA, IIA), maka Zn2+ dapat mengalami reduksi.

Katode : Zn2+ + 2e  -------->    Zn

Pada reaksi di anoda pertama kita lihat anoda/elektrode. Tembaga bukan termasuk elektroda inert, maka tembaga mengalami oksidasi.

Anode : Cu  -------->  Cu2+  + 2e

Kedua reaksi diatas selanjutnya kita jumlahkan

Katode : Zn2+ + 2e -------->   Zn

Anode : Cu              -------->  Cu2+  + 2e

                Zn2+ + Cu --------> Zn + Cu2+

 

3.Penggunaan elektrolisis dalam industri

a. Produksi zat

Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, fluorin, klorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit dan hidrogen peroksida. Secara industri klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan NaCl dengan reaksi sebagai berikut:

NaCl(aq) --------> Na+(aq)  +  Cl–(aq)

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

Anode :   2Cl–(aq)          -------->  Cl2(g) + 2e

            2 H2O(l)  + 2Cl–(aq) -------->  2 OH–(aq) + H2(g) + Cl2(g)

reaksi rumusnya : 2 H2O(l)  + 2 NaCl(aq) -------->  2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

b.Pemurnian logam

Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni,sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Tembaga dimurnikan secara elektrolisis, tembaga kotor di anode dan tembaga murni di katodenya. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4.

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

Katode  : Cu2+(aq) + 2e --------> Cu(s)

Anode  :  Cu(s)                --------> Cu2+(aq) + 2e

                Cu(s) dianode  -------->   Cu(s) dikatode

c.Pelapisan (electroplating)

Pelapisan dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan barang tersebut. Misalnya saja pelapisan body mobil atau motor,pelapisan perhiasan dan pelapisan perabot rumah tangga. Pada pelapisan logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan anodenya adalah logam yang digunakan untuk menyepuh, larutan elektrolitnya adalah garam dari logam penyepuh. Contoh: pelapisan sendok dengan logam perak, larutan elektrolit yang digunakan AgNO3 atau AgCl. Reaksinya sebagai berikut:

AgNO3(aq) -------->  Ag+(aq) +  NO3–(aq)

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

Anode (Ag)                 :  Ag(s) -------->  Ag+(aq) + e

                                       Ag(s) anode  -------->  Ag(s) sendok

 

Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

Adapun untuk memperjelas, berikut ini adalah perbedaan yang ada dalam sel volta dan elektrolisisnya. Antara lain;

Sel Volta

1. Reaksi kimia menghasilkan energi listrik
2. Digunakan 2 elektroda logam berbeda
3. Anoda bermuatan negatif, katoda bermuatan positif
4. Reaksi spontan

Sel Elektrolisis

1. Energi listrik menghasilkan reaksi kimia
2. Digunakan 2 elektroda inert yang sama
3. Anoda bermuatan positif, katoda bermuatan negatif
4. Reaksi tidak spontan

Hukum Faraday

Hubungan antara jumlah muatan listrik yang melewati suatu larutan elektrolit dan jumlah zat yang terdapat dalam elektroda dinyatakan oleh Faraday pada tahun 1834 dalam suatu hokum elektrolisis. Hukum Faraday pertama menyatakan bahwa massa suatu zat yang diendapkan atau dibebaskan di setiap elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan yang terlibat.

Dalam hukum kedua Faraday menyatakan bahwa massa suatu zat yang diendapkan atau dibebaskan pada elektroda berbanding lurus dengan muatan yang melaluinya. Secara persamaan matematis, hukum Faraday dapat diperoleh persamaan berikut:

w = (e I t) / F

Dimana w adalah massa zat yang diendapkan dalam gram, e adalah massa ekuivalen (Mr/valensi), I adalah kuat arus dalam ampere, t adalah waktu dalam second, sedangkan F adalah tetapan Faraday (96.500 coloumb).

------------------------------------------------------------------------------------------------------- 

Latihan Soal

1. Diketahui potensial elektroda :

            Mg2+ +  2e  -------->  Mg                E0 = – 2,37 volt

            Zn2+ +  2e   -------->  Zn                  E0 = – 0,76 volt

            Li+    +   e   -------->  Li                    E0 = – 3,04 volt

            Cr3+ +  3e  -------->  Cr                   E0 = – 0,74 volta

            a. Tuliskan 2 reaksi sel yang dapat berlangsung!

            b. Tuliskan notasi / diagram selnya!

       2. Diketahui potensial elektroda :

            Ba2+  +  2e  --------> Ba            E0 = – 2,90 volt

            Mn2+  + 2e  --------> Mn            E0 = -1,18 volt

            Cr3+  +  3e  --------> Cr              E0  = – 0,74 volt

            Pb2+  + 2e  -------->  Pb             E0 = -0,13 volt

            Apakah reaksi berikut dapat berlangsung spontan

1.  Mn2+ +  Pb   -------->   Mn  +   Pb2+
2.    2 Cr3+   +  3 Ba   -------->   3 Ba2+  +  2 Cr

        3. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan berikut:

1. larutan AgNO3 dengan elektroda grafit
2. Larutan Ba(OH)2 dengan elektroda Zn
3. Larutan HBr dengan elektroda platina
4. Lelehan BaCl2 dengan elektroda grafit
5. Larutan Na2SO4 dengan elektroda grafit

        4. Larutan Cu(NO3)2 dielektrolisis selama 3 menit dengan arus 96,5 Ampere. Hitunglah massa tembaga             yang akan mengendap di katodanya!

        5. Elektrolisis larutan AgNO3 dihubungkan seri dengan larutan ZnSO4. Bila diperoleh 2 gram endapan                 Zn. Berapa gram endapan perak yang dihasilkan? (Ar Ag=108 Zn=65)

        6. Pada proses pelapisan besi dengan zink hitung arus yang harus digunakan apabila massa yang                             diinginkan 5 gran dan elektrolisis berlangsung selama 15 menit!

        7. Joti ingin melapisi cincin seng dengan perak. Tentukan larutan yang harus digunakan?apa reaksi kimia                 yang terjadi?katoda dan anoda?

Read More

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Dalam ilmu kimia, terdapat jenis reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Jika kedua reaksi tersebut terjadi secara bersamaan, kita menyebutnya sebagai reaksi redoks. Selama terjadi reaksi redoks, jumlah elektron yang hilang sama dengan jumlah elektron yang diperoleh.

Reaksi redoks terjadi pada baterai dan menghasilkan energi listrik. Reaksi ini juga dapat ditemukan pada korosi atau karat, proses pewarnaan rambut, serta pembusukan apel. Reaksi redoks rupanya memberikan dampak pula pada pembukaan lubang ozon akibat penggunaan hidrogen cair sebagai bahan bakar.

Selain itu, reaksi redoks banyak digunakan di bidang farmasi, biologi, industri, metalurgi, dan pertanian. Reaksi ini pula yang membantu menangkap energi matahari lewat proses fotosintesis yang dilakukan oleh tanaman hijau.

Untuk menyetarakan reaksi redoks, kita dapat melakukannya dengan dua metode, yaitu metode bilangan oksidasi dan metode ion elektron.

Metode Bilangan Oksidasi

Metode penyetaraan reaksi redoks menggunakan bilangan oksidasi didasarkan pada perubahan bilangan oksidasi pada oksidator dan reduktor.

Langkah-langkah untuk menyeimbangkan persamaan kimia dengan metode bilangan oksidasi adalah sebagai berikut.

1. Tuliskan persamaan skeletal.
2. Hitung bilangan oksidasi setiap elemen.
3. Hitung kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi per atom dan identifikasi oksidator dan reduktor.
4. Jika kenaikan dan penurunan ini tidak sama, kemudian gandakan pengoksidasi dan reduktor dengan bilangan bulat yang sesuai untuk menyamakan total peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi.
5. Seimbangkan semua atom selain hidrogen dan oksigen.
6. Setarakan hidrogen dan oksigen dengan dua langkah berikut.
7. Dalam suasana asam, tambahkan molekul H2O ke sisi kekurangan oksigen dan tambahkan atom hidrogen sebagai ion H+ke sisi yang kekurangan hidrogen.
8. Dalam suasana basa tambahkan molekul H2O ke sisi kekurangan oksigen. Untuk hidrogen, tambahkan molekul H2O ke sisi yang kekurangan hidrogen dan kemudian tambahkan jumlah ion OH–yang sama pada sisi yang berlawanan.

Metode Ion Elektron

Sementara itu, metode penyetaraan menggunakan ion elektron didasarkan pada prinsip bahwa elektron yang hilang selama reaksi setengah oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh selama reaksi reduksi setengah.

Langkah-langkah untuk menyeimbangkan reaksi redoks dengan metode elektron ion adalah:

1. Tuliskan persamaan skeletal.
2. Hitung bilangan oksidasi setiap elemen.
3. Identifikasi spesies yang teroksidasi dan yang tereduksi.
4. Pisahkan persamaan skeletal menjadi dua setengah reaksi, yaitu reaksi setengah oksidasi dan reaksi setengah reduksi.
5. Seimbangkan dua setengah reaksi secara terpisah.
6. Seimbangkan atom unsur, yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi.
7. Tambahkan elektron ke sisi yang diperlukan untuk menyeimbangkan muatan.
8. Seimbangkan atom oksigen dengan menambahkan molekul H2O yang cukup pada sisi kekurangan oksigen.
9. Seimbangkan atom H dengan menambahkan ion H+(dalam suasana asam atau netral) atau dengan menambahkan molekul H2O yang dibutuhkan pada sisi defisiensi Hidrogen dan ion OH– yang sama pada sisi yang berlawanan (dalam suasana basa).
10. Kalikan dua setengah reaksi dengan bilangan bulat yang sesuai sehingga jumlah total elektron yang diperoleh dalam satu reaksi setengah sama dengan jumlah elektron yang hilang dalam setengah reaksi lainnya.

Read More

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA (Pendahuluan)

Elektrokimia merupakan cabang dari ilmu kimia yang secara khusus mempelajari hubungan listrik dan reaksi kimia. Proses-proses elektrokimia merupakan reaksi redoks (oksidasi-reduksi) di mana energi yang dihasilkan dari reaksi spontan dikonversi menjadi energi listrik atau di mana energi listrik digunakan untuk mendorong suatu reaksi nonspontan untuk terjadi.

Reaksi kimia dapat digolongkan menjadi berbagai macam reaksi. Salah satu diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Dari tinjauan bilangan oksidasi reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis reaksi yaitu :

1. Golongan reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi bukan reduksi-oksidasi yang lazim disebut reaksi bukan redoks.
2. Golongan reaksi dimana diantara atom-atom yang terlibat ada yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Sebelum dan sesudah reaksi bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat tidak sama (berubah). Reaksi ini disebut reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks)

1. PENGERTIAN REAKSI REDOKS

Redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi

CONTOH : REAKSI REDUKSI

Cu²⁺(aq) + 2e -------> Cu (s)                               Ag⁺(aq) + e --------> Ag(s)

CONTOH : REAKSI OKSIDASI

Zn(s) --------> Zn²⁺(aq)+ 2e                                    Al(s) ---------> Al³⁺(aq) + 3e

2. Konsep-konsep dasar Redoks

1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan oksidasi
2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)  bilangan oksidasi
3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik
4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun
5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi perubahan bilangan oksidasi
6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah
7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

3. Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1.   Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2.   Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3.   Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH₂, AlH₃) bilangan oksidasi H = -1
4.   Atom O dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi = -2
5.   Dalam senyawa F₂O, bilangan oksidasi O = +2
6.   Dalam peroksida (misal H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂) bilangan oksidasi O= -1
7.   Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol
9.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
10.  Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Read More