CHEMISTRY FOR ALL

ELEKTROKIMIA Elektrokimia adalah reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik atau energi listrik yang menyebabkan terjadinya reaksi kimia. Beberapa istilah yang dijumpai didalam elektrokimia Dalam elektrokimia melibatkan reaksi yang sering disebut reaksi oksidasi dan reduksi atau disingkat dengan redoks. 1. Reaksi Oksidasi atau reduksi adalah : Reaksi dengan perpindahan elektron dari satu senyawa ke yang lain. Misal : Cu + 2 Ag+ → Cu+2 + 2 Ag 2. Oksidator/Reduktor Oksidator adalah yang menerima elektron sedangkan reduktor adalah yang memberikan elektron. Sel elektrokimia adalah alat yang digunakan untuk melangsungkan perubahan diatas. Dalam sebuah sel, energi listrik dihasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerimaan elektron pada elektroda lainnya ( reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron dinamakan anoda sedangkan elektroda yang menerima elektron dinamakan katoda. Jadi sebuah sel selalu terdiri : a. Anoda : Elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi b. Katoda : Elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi. c. Larutan elektrolit, larutan ionik dapat menghantarkan arus, larutan ionik dianggap seperti ”resistor” dalam suatu sirkuit maka ukuran dari sifat-sifat larutan adalah tahanan, R, ( atau ekuivalent dengan konductan,L) mengikuti hukum Ohm Untuk mendapatkan sebuah sel yang lengkap ( sebuah rangkaian listrik yang lengkap) digunakan jembatan garam , misal kertas saring yang direndam dalam larutan elektrolit seperti KCl. Gambar 1. Sel elektrokimia. Salah satu faktor yang mencirikan sebuah sel adalah gaya gerak listrik ( GGL) atau perbedaan potensial listrik antara anoda dan katoda. Satuan GGL adalah volt. Sel yang reaksinya bersifat spontan ( menghasilkan energi listrik) disebut sel galvanik. Selain dengan jalan menggambarkan sel elektrokimia seperti pada gambar 1. , sel elektrokimia secara ringkas dapat dinyatakan dengan cara sebagai berikut : Zn (pdt) ׀‭ ‬Zn‭ ‬+2‭ ( ‬1‭ ‬M‭) ‬׀׀‭ ‬Cu+2‭ ( ‬1‭ ‬M‭ ) ‬׀‭ ‬Cu‭ (‬pdt‭) Anoda jembatan katoda Garam Cara penulisan diatas dikenal sebagai diagram sel Atau Sel yang sederhana Sel dengan 2 elektroda dengan larutan elektrolit yang sama Zn │ ZnSO4 (lar.), CuSO4 ( lar) │ Cu Anoda katoda Elektroda pembanding Kita tidak mungkin mengukur potensial sebuah elektroda saja. Setiap rangkaian harus digabungkan. Sehingga dibutuhkan elektroda pembanding ( elektroda standard) untuk menentukan potensial elektroda lain. Elektroda standard yang biasa digunakan dikenal sebagai elektroda hidrogen standard. Salah satu jenis elektroda ini dapat dilihat pada gambar 2. Gambar 2.Elektroda hidrogen Pada elektroda hidrogen standard, gas hidrogen digelembungkan pada permukaan logam Pt. Pt akan bertindak sebagai katalis reaksi dekomposisi H2 menjadi atom H, yaitu reaksi : ½ H2 → H . Reaksi ini akan diikuti dengan pelepasan sebuah elektron membentuk proton : H → H+ ( lar) + e-. Apabila tekanan gas hidrogen yang digunakan 1 atm, dan konsentrasi larutan H+ 1 M serta suhu larutan 298 K, maka elektroda ini dianggap mempunyai potensial sama dengan noL. Kimia Listrik Jika elektron dari reaksi oksidasi reduksi melalui sirkuit listrik, kita dapat mempelajari mengenai reaksi dengan mengukur arus dan beda potensial. Arus listrik sebanding dengan kecepatan reaksi, dan beda potensial sebanding dengan perubahan energi bebas untuk reaksi elektrokimia. Muatan Listrik Muatan listrik ,q, diukur dalam coulombs(C). Muatan sebuah elektron adalah 1,602 x 10-19 C, sehingga 1 moL elektron mempunyai muatan = (1,602 x 10-19 C)( 6,022 x 1023 moL-1) = 9,649 x 10 4 C, yang disebut dengan konstante Faraday, F. Atau mempunyai hubungan : q = n F Coulomb moL e- Coulomb/moL e- Dengan n adalah jumlah eletron yang dipindahkan Contoh 1. Jika 5,585 g Fe+3 direduksi sesuai persamaan : Fe+3 + V+2 → Fe+2 + V+3 Berapa Coulomb muatan yang dipindahkan dari V+2 ke Fe+3 Jawab : 5,585 g Fe+3 = 0,100 moL Fe+3 .maka q = ( 0,1 moL)( 9,649 x 104 C/moL e- =9,649 103 C Banyaknya muatan yang mengalir per detik melalui sebuah sirkuit disebut arus. Satuannya adalah ampere, disingkat A. Arus 1 A menunjukkan muatan 1 Coulonb per detik melewati sebuah titik dalam sebuah sirkuit. Potensial Elektroda Tunggal : Dengan jalan menggabungkan elektroda lain dengan elektroda hidrogen standard, maka nilai GGL elektroda tadi akan dapt ditentukan. Jika elektroda yang dihubungakan dengan elektroda hidrogen mempunyai suhu 298 K, serta larutan yang terdapat pada elektroda tersebut mempunyai konsentrasi 1 M, maka GGL yang terukur merupakan GGL standard (Eo) elektroda tersebut. Dasar perjanjian bahwa semua reaksi dituliskan dalam bentuk potensial reduksi standard, Eo.Jika Elektroda cenderung mengalami reduksi maka mempunyai nilai E0 positip, sedangkan jika elektroda cenderung mengalami oksidasi maka nilai Eo nya negatip. Beberapa nilai potensial elektroda standard dapat dilihat pada tabel 1 Menghitung GGL sel : Eosel = Eooksidasi + Eoreduksi Contoh perhitungan : Contoh 2 ; Hitunglah GGL standard dari : Zn ׀‭ ‬ZN+2‭ ( ‬1M‭) ‬׀׀‭ ‬H+‭ ( ‬1M‭) ‬׀‭ ‬H2‭ ( ‬gas,‭ ‬1atm‭) ‬Pt Zn → Zn+2 + 2 e- Eo = 0,763 volt 2 H+ + 2 e- → H2 Eo = 0 Dari : ∆ Go = - n F Eosel Kalau ∆ Go bernilai negatip maka reaksi spontan tetapi jika ∆ Go positip maka reaksi tidak spontan, maka sebaliknya jika Eo negatip maka reaksi tidak spontan, sedangkan jika Eo positip reaksi akan spontan. Contoh 3 : Hitung berapa potensial standard sel dibawah ini Zn │Zn+2 ( 1 M) ││ Cu+2 ( 1 M) │ Cu Anoda : Zn → Zn+2 + 2 e- Eo = 0,763 volt Katoda : Cu+2 + 2 e → Cu Eo = 0,0337 volt Reaksi total Zn + Cu+2 → Cu Eo = 1,100 volt Jenis-Jenis Sel elektrokimia. Ditinjau dari operasinya jenis sel elektrokimia adalah sebagai berikut : a. Sel/baterai primer b. Sel/baterai sekunder c. Sel/ baterai spesial d. Sel bahan bakar a. SEL/BATERAI PRIMER merupakan sistem sel yang tidak bisa diisi kembali arus listrik, berarti reaksi berlangsung secara searah, setelah reaksi selesai ( reaktan habis) tak bisa dipakai lagi. Contoh : sel kering Leclanche/sel seng-karbon Anoda : Seng Katoda : mangandioksida Elektrolit : Ammonium khlorida dan atau seng khlorida yang dilarutkan dalam air Serbuk karbon dicampurkan pada mangan dioksida untuk memperbesar konduktivitasnya b. SEL/BATERAI SEKUNDER cara kerja dari sel sekunder yaitu, pada pemakaian : energi kimia diubah menjadi energi listrik, sedangkan pada pengisian: energi listrik diubah menjadi energi kimia Gambar 3a. Operasi pemakaian sel 3b. Operasi pengisian sel Contoh : Sel Timbal – Asam Anoda : Pb Katoda : PbO2 Elektrolit : larutan asam sulfat Anoda : Pb → Pb+2 + 2 e Pb+2 + SO4-2 → PbSO4 Katoda : PbO2 + 4 H+ +2 e → Pb+2 + H2O Pb+2 + SO4-2 → PbSO4 Selama pengisian reaksi berlangsung sebaliknya. Selain reaksi tersebut diatas, selama pengisian terjadi pula reaksi peruraian H2O yang menghasilkan gas H2 dan O2 sehingga elektrolit menjadi pekat Anoda : H2O → ½ O2 + 2 H+ + 2 e Katoda : 2 H+ + 2 e → H2 SEL BAHAN BAKAR Contoh : Sel hidrogen dan Oksigen Anoda : gas H2 Katoda : gas O2 Elektrolit : asam ( H2SO4) atau basa ( KOH) Anoda : H2 → 2 H+ + 2 e Eo = 0 Katoda : ½ O2 + 2 H+ + 2 e → H2O Eo = 1,229 Reaksi Kimia yang terjadi oleh energi listrik Reaksi kimia yang terjadi akibat pemberian energi listrik disebut elektrolisa, yaitu peruraian suatu elektrolit sehingga terbentuk zat-zat yang baru. Dalam elektrolisa terjadi reaksi redoks. Reaksi reduksi terjadi di ruang katoda, misal : Ag+ + e → Ag Cu+2 + 2 e → Cu Reaksi oksidasi terjadi diruang anoda, misal : 2 Cl- → Cl2 + 2 e 2 H2O → 4 H+ + O2 + 4 e Secara umum reaksi yang terjadi dalam elektrolisa adalah sebagai berikut : Pada ruang katoda : Tidak tergantung pada jenis katoda, tetapi tergantung dari jenis kationnya. 1. Jika kation dari logam-logam disebelah kanan unsur H pada deret volta, terjadi reaksi netralisasi muatan kation yang bersangkutan M+ + e → M ( melapisi katoda) Sedangkan 2 H+ + 2 e → H2 2. Jika kation dari logam-logam disebelah kiri unsur H, dibagi dua yaitu : a. Unsur Li, Cs, K, Sr, Ba, Ca, Na, Mg, Be, Al dan Mn yang dinetralkan bukan muatan kationnya, melainkan H+ dari H2O, sehingga : 2 H2O + 2 e → H2 + 2 OH- b. Unsur Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn dan Pb, terjadi netralisasi muatan kation yang bersangkutan. Misal : Zn+2 + 2 e → Zn Kecuali : Fe+3 + e → Fe+2 Sn+4 + 2 e → Sn+2 Pada ruang anoda : Tergantung dari jenis anoda dan tergantung jenis anion : 1. Anoda dari Pt dan C a. Bila anion tak beroksigen, muatan anion dinetralkan, berlaku juga untuk OH- dari basa misal : 2 J- → J2 + 2 e 2 Cl- → Cl2 + 2 e 2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 e b. Bila anion mengandung oksigen, muatan anion tidak dinetralkan, tetapi yang dinetralkan muatan OH- dari H2O 2 H2O → 4 H+ + O2 + 4 e 2. Anoda dari logam selain Pt dan C Logam sebagai bahan anoda melarut menjadi ion M → M+ + e Contoh reaksi eelektrolisa 1. Elektrolisa larutan CuSO4 dengan elektroda Pt CuSO4 → Cu+2 + SO4-2 Katoda : Cu+2 + 2 e → Cu Anoda : H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e ----------------------------------------------- CuSO4 + H2O → Cu + 2 H+ + SO4—2 + ½ O2 Logam Cu akan melapisi katoda Pt Berapa Cu yang terendapkan pada katoda Katoda : Cu+2 + 2 e → Cu 2 . Faraday menghasilkan 2 grek Cu = 1 moL Cu. Jadi 1 Faraday = 1 grek Cu = 0,5 moL Cu = 31,75 gr Hukum Faraday : dengan G = massa endapan ,gr i = kuat arus, Ampere t = waktu,detik e = bobot ekivalent F = 96490 Coulomb 2. Elektrolisa larutan CuSO4 dengan elektroda Cu CuSO4 → Cu+2 + SO4-2 Katoda : Cu+2 + 2 e → Cu Anoda : Cu → Cu+2 + 2 e ------------------------------------------------------------ CuSO4 → Cu+2 + SO4—2 Logam Cu dari anoda larut, dan katoda terlapisi, sehingga terjadi perpindahan dari anoda ke katoda Soal : a. Apa yang terjadi pada katoda dan anoda jika larutan NaCl dielektrolisa dengan elektroda Pt atau C b. Elektrolisa leburan NaCl ( tanpa H2O ), dengan anoda C dan katoda Fe