ELEKTROKIMIA

1. ELEKTROKIMIA

2. KONSEP ELEKTROKIMIA • Dalam arti yang sempit elektrokimia adalah ilmu pengetahuan yang mempelajari peristiwa-peristiwa yang terjadi di dalam sel elektrokimia. • Sel jenis ini merupakan sistem yang terdiri atas 2 buah elektrode dan larutan elektrolit, peristiwa yang terjadi didalamnya adalah proses perpindahan elektron (reaksi redoks) , dengan catatan : proses pelepasan elektron (oksidasi) terjadi pada anoda dan proses penarikan elektron (reduksi) terjadi pada katoda. • Pada elektrokimia kedua setengah sel (oksidasi dan reduksi) terjadi secara terpisah pada elektroda-elektroda.

3. Ada 2 macam sel elektrokimia : • Sel Volta/sel elektrokimia : reaksi redoks yang terjadi secara spontan ( reaksi kimia yang dapat menghasilkan arus listrik) • Sel Elektrolisis : Arus listrik yang dialirkan kedalamnya menimbulkan reaksi redoks /kimia • Elektrolisis • Pada sel elektolisis arus listrik dari sumber diluar sel dialirkan kedalam larutan di dalam sel. Ion-ion positip (kation) bermigrasi ke elektroda negatip dan ion-ion negatip (anion) bermigrasi ke elektroda positip • Elektrolit yang digunakan bisa sebagai leburan dan sebagai larutan.

4. Pada proses penggunaan elektrolit kemungkinan terjadi reduksi atau oksidasi dari molekul-molekul air harus pula diperhatikan. Misal ; pengendapan logam pada katoda , maka potensial elektron dan atau konsentrasi ion dalam larutan perlu diperhatikan. • Elektroda yang digunakan dapat bersifat elektroaktif/ lamban. Contoh elektroda yang elektroaktif (Cu dan Ag) mudah teroksidasi dan sering ambil bagian dalam proses anoda, sedangkan elektrode lamban (grafit dan platina) praktis tidak bereaksi kecuali pada proses-proses tertentu. • Elektrolisis leburan elektrolit : elektrolisis ini penting dalam pembuatan logam-logam aktif seperti natrium, magnesium dan alumunium.

5. Elektrolisis MgCl2 cair Anoda (oksidasi) : 2 Cl ------ Cl2 + 2e Katoda (reduksi) : Mg 2+ + 2 e ----- Mg Reaksi sel : MgCl2 ----- Mg + Cl2 Elektrolisis larutan elektrolit : • elektolisis ini lebih rumit dari elektrolisis leburan elektrolit , karena adanya molekul-molekul pelarut yang dapat pula dioksidasi • (pada anoda) atau direduksi (pada katoda).Jadi pada elektroda ada beberapa kemungkinan reaksi,contoh elektrolisis dalam air. Elektrolisis lar. NaCl dengan elektroda lamban : oksidasi : 2 Cl  ----- Cl2 + 2e Reduksi : 2 H2O + 2 e ----- H2 + 2 OH-

6. Jadi reaksi-reaksi yang terjadi tergantung pada : - keadaan dan jenis elektrolit - jenis elektroda - beda potensial antara kedua elektroda - suhu • Kation logam dibawah Hidrogen dalam deret Volta (Cu, Ag) mudah direduksi dalam katoda. Menurut Faraday : massa zat yang dihasilkan/berekasi dalam elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang lewat dalam larutan , berbanding lurus dengan berat atom/molekul zat terlarut dan berbanding terbalik dengan jumlah elektron per mol yang diperlukan untuk menimbulkan perubahan bilangan oksidasi yang terjadi. • Jumlah muatan listrik yang lewat : Q = i t Coulomb ; i = kuat arus t = waktu arus lewat dalam detik

7. Jika A = berat atom/molekul dan n = jumlah elektron yang diperlukan per mol zat yang bereaksi/dihasilkan maka : W = A I t / nF W = jumlah masa zat (dalam gram) yang bereaksi/dihasilkan 1/F = tetapan perbandingan Ini dikenal dengan Hukum Faraday Reduksi ion Ag+ menjadi Ag: • Pada reduksi ion Ag+ : Ag+ + e ----- Ag ditemukan bahwa bila muatan listrik 1Coulomb (1 ampere yang mengalir selama 1 detik) maka perak yang mengendap sebanyak perak (Ag). Berapa tetapan faraday? W = 1,118 mg = 1,118 .10 -3 g. A = Ar Ag = 107,868 sehingga menurut persamaan diatas : W = AI t / nF ------ = 107,868 x1 x1 / 1 F F = 96483 C = 96500 C = tetapan Faraday

8. Dapat diturunkan bahwa 96500 Coulomb adalah jumlah muatan listrik yang diperlukan untuk menghasilkan A/n mol zat yang sering disebut satu ekivalen. Jika tetapan Faraday dibagi jumlah muatan listrik elektron ( 1,6022 .10 -19) maka akan diperoleh : 96500 / 1,6022 10 -19 = 6,02 .10 23 = tetapan Avogadro. • Satu Faraday menyatakan jumlah muatan listrik (dalam Coulomb) dari satu mol elektron Penggunaan elektrolisis : Elektrolisis adalah proses yang penting dalam industri. Proses ini digunakan untuk pembuatan logam –logam natrium, magnesium, alumunium, pembuatan hidrogen peroksida , gas hidrogen dan zat-zat lain. Gas Hidrogen yang dihasilkan pada proses ini sangat murni untuk itu sangat baik digunakan pada proses hidrogenasi minyak dalam pembuatan margarin. • Proses elektrolisis juga digunakan dalam Elektroplating dimana permukaan logam dilapisi logam lain yang lebih mulia . Misal tembaga dilapisi krom.

9. Soal: Jika suatu larutan kalium yodida dielektrolisis , akan dihasilkan I2 pada anoda dan H2 pada katoda. Berapa gram dari masing-masing zat ini terbentuk , jika arus listrik 5,20 ampere mengalir selama 46 menit dalam larutan. Jawab : Anoda : 2 I- ----- I2 + 2 e Katoda : 2 H2O + 2 e ----- H2 + 2 OH- W = A I t / nF W I2 = (2x 126,9) x 5,20 x (46 x60) / 2 x 96500 = 18,9 g W H2 = ( 2 x 1) x 5,20 x (40 x60)/ 2 x 96500 = 0,15 g

10. Sel Volta • Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik sebagai akibat terjadinya reaksi pada kedua elektroda secara spontan. • Misal : sebatang logam seng di masukkan kedalam larutan seng sulfat dan logam tembaga kedalam larutan tembaga sukfat (lihat gambar 1).

11. Logam seng mempunyai kecenderungan untuk melarut membentuk ion seng, Zn 2+, tetapi seba-liknya ion seng dalam larutan mempunyai kecen-derungan untuk mengendap sebagai atom Zn. Dalam waktu singkat tercapai kesetimbangan yang dapat dinyatakan sebagai ; Zn ====== Zn 2+ + 2 e • Kecenderungan Zn untuk melarut lebih besar dari pada kecenderungan Zn 2+ untuk mengendap, maka kesetimbangan agak ke kanan, sehingga pada logam Zn akan kelebihan electron, yang memberikan muatan negative pada logam. Ion-ion seng dalam larutan akan terorientasi dengan muatan negative pada logam dan terbentuk lapisan rangkap listrik (gambar a).

12. Sedangkan untuk tembaga sedikit berbeda. Disini kecenderungan Cu 2+ untuk mengendap(sebagai Cu) lebih besar dari pada kecenderunganCu untuk melarut sehingga kedudukan kesetimbangan : Cu ======= Cu 2+ + 2 e Logam Cu kekurangan elektron dan logam ini lebih positif terhadap larutan (gambar b). Jika kedua elektroda digabungkan menjadi sel Volta (gambar 2) , kelebihan electron pada elektroda Zn akan mengalir ke elektroda Cu dimana terdapat kekurangan electron.

13. Karena kehilangan electron maka Zn akan melarut menghasilkan electron, sedangkan ion-ion Cu2+ akan terus mengendap sebagai ion Cu

14. Pada elektroda Zn terdapat kelebihan electron jadi bertidak sebagai elektroda negative(-) disebut anoda, karena disini terjadi setengah reaksi oksidasi. Zn ------- Zn 2+ + 2 e • Elektroda Cu yang kekurangan electron bertindak senagai elektroda positif (+) disebut katoda, setengah reaksi yang terjadi adalah : Cu 2+ + 2 e -------- Cu • Jumlah dari kedua setengah sel ini adalah rekasi sel : Anoda (oksidasi) Zn ------- Zn 2+ + 2 e Katoda (reduksi) Cu 2+ + 2 e ------- Cu ________________________________________ Zn + Cu 2+ ------- Zn 2+ + Cu • Dari reaksi ini dihasilkan arus listrik. • Catatan : Jembatan garam yang digunakan pada pembuatan sel ini adalah sebuah pipa U yang berisi elektrolit ( KCl atau KNO3) dan agar-agar padat Yang digunakan sebagai kontak listrik antara kedua larutan elektrolit dalam sel Volta.

15. Cara penulisan sel Volta Zn / Zn2+ // Cu 2+ / Cu Anoda katoda Penjelasan: / : perbatasan antara 2 fase yang berbeda missal fase padat dan fase cair // : menunjukkan penggunaan * Jembatan garam* atau dinding berpori pembatas kedua larutan dengan tanda / Hubungan potensial sel dan potensial elektroda ; menurut perjanjian sbb : E sel = E katoda - E anoda = E + - E – Jika ditulis Cu / Cu2+ // Zn2+ / Zn reaksi ini tidak spontan (tidak terjadi dengan sendirinya) dan potensial yang ditunjukkan adalah negative, reaksi ini terjadi jika dialiri arus listrik dari luar , sehingga sel ini berfungsi sebagai sel elektrolisis.

16. Elektroda Pembanding • Potensial elektroda ( beda potensial listrik yang terdapat antara suatu elektroda dan larutan) tidak bisa diukur secara langsung. Yang bisa diukur adalah beda potensial antara dua buah elektroda (potensial sel). Dalam hal ini dipakai elektroda pembanding , sebagai elektroda pembanding digunakan elektroda hydrogen standar. Keadaan standar ( E o ) : temperature 25 o C tekanan 1 atm , konsentrasi larutan 1 M dari ion sejenis elektroda • Pada keadaan standar hidrogen berupa gas dan potensial elektrodanya ( E o) sama dengan 0 volt.. • Elektrode hidrogen standar dibuat dari gas H2 yang ditangkap oleh logam Pt yang berlapis serbuk platina yang dihitamkan dan permukaannya tidak rata supaya gas H2 tidak langsung menguap, kemudian dimasukkan kedalam larutan HCl yang konsentrasinya 1 M. Dan gas H2 yang dialirkan dijaga agar tekanannya 1 atm.

17. Daftar potensial elektroda: Daftar ini digunakan untuk meramalkan apakah suatu zat lebih mudah dioksidasi atau direduksi. Makin besar potensial reduksinya makin mudah zat tersebut mengalami reduksi, begitu juga makin besar potensial oksidasinya makin mudah zat tersebut mengalami oksidasi.