KIMIA DASAR

NUR UMRIANI P.U, S.Si, M.Si

ELEKTROKIMIA

Elektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik.

Suatu sel elektrokimia terdiri atas dua elektroda dan suatu elektrolit.

1. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi2. Pada katoda terjadi reaksi reduksi

Pada sel volta/galvani : anoda adalah elektroda negatif, katoda elektroda positif

Pada sel elektrolisis : anoda adalah elektroda positif, katoda elektroda negatif

Elektron ditransfer dari ½ sel ke ½ sel lainnya melalui kawat penghantar

Untuk menyempurnakan reaksi digunakan jembatan garam

Sel Volta / Sel Galvani

1. Suatu notasi sederhana sebagai lambang sel elektrokimia

Zn|Zn2+(1 M) || Cu2+(1 M)|Cu

Anoda Katoda

I : batas antar fasa (interface)II : jembatan garam

Sel galvani atau sel volta adalah alat yang dapat mengubah reaksi kimia menjadi energi listrik. Cara untuk menuliskan notasi selnya adalah :

2. Harga potensial sel (DGL) menyatakan harga batas (untuk arus nol) yang merupakan selisih antara potensial listrik anoda dan katoda.

ooksidasii

oreduksi

osel

oanoda

okatoda

osel

EEE

EEE

3. Reaksi yang terjadi pada katoda ditulis sebagai reaksi oksidasi dan reaksi yang terjadi pada anoda ditulis sebagai reaksi reduksi. Jika harga DGL, Esel positif, reaksi spontan kekanan.

Zn(p) + Cu2+(aq) → Zn2+ + Cu(p)

Anoda/oksidasi Katoda/reduksi

4. Jika menggunakan elektroda inert, misalnya elektroda Pt dan C, untuk reaksi sel berikut :

Fe3+(aq) + I-

(aq) → Fe2+(aq) + ½ I2 (p)

maka :

5. Potensial setengah sel Zn2+(aq) Zn, adalah perbedaan potensial sel ;

dengan reaksi : ½ H2 (g) + ½ Zn2+(aq) → H+

(aq) + ½ Zn(p)

Potensial setengah sel Cl-(aq) AgCl, adalah perbedaan potensial sel ;

dengan reaksi : ½ H2 (g) + AgCl(p) → H+ (aq)

+ Cl- + Ag(p)

6. Kedua contoh terakhir, elektroda sebelah kiri adalah elektroda hidrogen standar. Potensial elektroda sistem Eo=-0,763 volt pada keadaan standar, jadi untuk elektroda Zn2+Zn, Eo

(298 K)= -0,763 volt.

Elektroda Hidrogen Standar

- Pada keadaan standar ; Pt, H2(1atm)|H+(1M) || E = 0,0 volt

Fungsi Platina dalam sel elektrokimia :a. penghubung logam inert dengan sistem H2– H+

b. tempat gas H2 yang teradsorpsi pada permukaannyac. Memperbesar luas permukaan sehingga kesetimbangan antara H2 (g) dan

H+ lebih cepat terjadi, elektroda dilapisi dengan serbuk platina halus.

Gas H2 secara kontinyu dialirkan ke dalam larutan 1 M HCl

Reaksi sel :Cu2+ + 2e- Cu(s) Eo = +0.337 volt

1 M Zn2+

Zn

Pt

-0,763 V

KatodaAnoda

Potensial Elektroda Standar

Potensial elektroda standar 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

][M

1ln

nF

RTEE

atau

a

1ln

nF

RTEE

n

o

MMMM

M

o

MMMM

nn

n

nn

V34,0E

0E34,0

EEE)a

oCu

oCu

oH

oCu

osel

2

V76,0E

0E76,0

EEE)b

oZn

oZn

oH

oZn

osel

2

Misalkan :

a.Pt, H2 HCl (1 M) CuSO4 (1 M) Cu

b.Pt, H2 HCl (1 M) ZnSO4 (1 M) Zn

Jawab :

DGL Sel dan Persamaan Nernst

Esel = Eelektroda kanan- Eelektroda kiri

Contoh :

Co2+ + 2 e Co - 0,277 VNi2+ + 2 e Ni - 0,250 V

0,03

0,027

0,2770,250

EEE o

Co2Co

o

Ni2Ni

osel

- Persamaan Nernst

Misal untuk reaksi redoks ; aA + bB cC + dD

V0,0591

molCoulomb96.500

Kx298KJmol8,314x2,303

F

RT2,303

K298Pada

[B][A]

[D][C]log

nF

RT2,303EE

[B][A]

[D][C]ln

nF

RTEE

1

11

ba

dcoselsel

ba

dcoselsel

ba

dcoselsel [B][A]

[D][C]log

n

0,0591EE

- Potensial Sel

CoCo2+(1 M)║Ni2+(1M) Ni

Reaksi sel :Co + Ni2+ Co2+ + Ni

Dengan persamaan Nernst ;

Co + Ni2+ Co2+ + Ni

][Ni

][Colog

2

0,05910,03E

][Ni

][Colog

n

0,0591EE

2

2

sel

2

2oselsel

Untuk sel dengan reaksi :

2 Co + 2 Ni2+ 2 Co2+ + 2 Ni

][Ni

][Colog

2

0,05910,03E

][Ni

][Colog

4

0,05910,03E

][Ni

][Colog

n

0,0591EE

2

2

sel

22

22

sel

22

22oselsel

- Sel Konsentrasi

Sel ini terdiri atas dua elektroda yang bahannya sama dan dicelupkan ke dalam dua larutan yang konsentrasinya (keaktifannya) berbeda.

Anoda : M Mn+(a1) + n e

Katoda : Mn+(a2) + n e M

Mn+(a2) Mn+(a1)

2

1sel

o

2

1sel

2

1oselsel

a

alog

2

0,059E

C25suhuPada;a

aln

nF

RTE

a

aln

nF

RTEE

- pH dan Elektroda Hidrogen

Eo dari elektroda hidrogen bergantung pada konsentrasi larutan yaitu pada pH.

pH][H

pH][Hlog

2

0,0591EE

std

oselsel

Jika pH pada kedua elektroda diukur pada 1 atm dan menurut perjanjian [H+]std= 1

Esel = 0,059 log [H+]

Jika elektroda hidrogen digabungkan dengan elektroda lain dan elektroda tersebut dalam keadaan standar maka potensial sel :

Esel = 0,059 pH

pH0,059EE oselsel

- DGL dengan energi bebas (ΔG)

oo EFnΔG F : bilangan faraday, 96500 C

Sel Volta

Ada dua macam sel yang bekerja berdasarkan prinsip Galvani dan prinsip Volta.1. Sel primer, sel dimana setelah salah satu komponen habis terpakai, hasil

reaksi tidak dapat diubah kembali menjadi pereaksi2. Sel sekunder, sel ini disebut "sel penyimpan". Reaksi sel adalah reaksi

reversibel

Sel primer

1. SeI kering seng-karbon

Sel kering seng-karbon (sel Leclance) terdiri dan batang grafit (karbon) yang tercelup dalam campuran NH4CI, MnO2, dan karbon yang basah.

2. Batere alkali

Sel alkali hampir sama dengan sel Leclance, yaitu seng sebagai anoda dan MnO2 sebagai katoda dalam larutan KOH. Zn yang dipakai sedikit berpori supaya permukaannya luas.

3. Batere perak oksida

Batere perak oksida berukuran kecil, tahan lama dan mahal, sehingga biasa dipakai dalam alat elektronik kecil. Sebagai katodanya Ag2O di bagian bawah, dan seng di bagian atas sebagai anoda, yang dibatasi oleh isolator.

Sel sekunder

1. Sel penyimpan timbal (aki)

Sel penyimpan timbal umumnya dipakai sebagai batere mobil yang disebut aki. Bagian dalam sel terdiri dan beberapa sel Galvani yang dihubungkan satu sama lain secara seri. Anoda terbuat dari logam timbal (Pb) dan katoda dari timbal oksida (PbO2), yang tercelup secara terpisah dalam larutan H2SO4 encer (kira-kira 30% berat).

2. SeI bahan bakar

Sel bahan bakar adalah sel yang mengubah reaksi pembakaran menjadi energi listrik, contohnya reaksi antara O2 dan H2 menjadi air. Reaksi ini tidak langsung, tepi melaIui larutan basa panas. Gas H2 dialirkan ke dalam karbon yang berpori (sebagai anoda) dan ditambah platina sebagai katalis, sedangkan gas O2 dialirkan ke dalam karbon berpori lain sebagai katoda.

Sel Elektrolisis

Alat elektrolisis terdiri dari sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan dua elektroda, anoda dan katoda.1. Pada anoda (+) terjadi reaksi oksidasi 2. Pada katoda (-) terjadi reaksi reduksi

Faktor yang menentukan elektrolisis kimia antara lain :

a. Konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda

1) larutan NaCl pekatreaksi anoda (+) 2 Cl- Cl2 (g) + 2 e

reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH-

Reaksi sel 2 Cl- + 2 H2O Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OH-

2.) Larutan NaCl yang sangat encerreaksi anoda (+) 2 H2O O2 (g) + 4 H+ + 4 e

reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H+(g) + 2 OH-

Reaksi sel 6 H2O 2 H2 (g) + O2 (g) + 4H+ + 4 OH-

b. Komposisi kimia elektroda yang berbeda

1) Elektroda inert (tak aktif) elektrolisis larutan Na2SO4

Reaksi anoda (+) 2 H2O O2 (g) + 4 H+ + 4 e

Reaksi katoda (-) 2 H2O + 2 e H+(g) + 2 OH-

Reaksi sel 6 H2O 2 H+(g) + O2 (g) + 4 H+ + 4 OH-

2) Elektroda tidak inert (bukan Pt atau C) elektolisis larutan CuSO4 dengan Cu sebagai anoda

Reaksi anoda (+) H2O O2 (g) + 2 H+ + 2 eReaksi katoda (-) Cu2+ + 2 e Cu

Reaksi sel H2O + Cu2+ O2 (g) + 2 H+ + Cu

Elektrolisis dan Aspek Kuantitatif

Michael Faraday menemukan aspek kuantitatif dari elektrolisis. Faraday menemukan bahwa muatan dari satu mol elektron adalah :

(6,023 x 1023 mol-1) (1,602 x 10-19 C) = 94,490 C mol-1.

Besaran ini disebut tetapan Faraday dengan lambang F dan biasanya besaran ini dibulatkan menjadi 96500 C mol-1. Perubahan massa zat yang terjadi dapat diungkapkan dengan rumus :

F

1

n

AQM

M = massa (g)Q = jumlah listrik (C)

(Q = I x t, I = kuat arus (Amp), t = waktu (det)A = massa atom relatifn = mol elektronF = Faraday 96500 coulomb

Efisiensi Arus

Pada elektrolisis untuk mengendapkan logam dari larutan asam, 90% arus digunakan untuk mengendapkan logam dan 10% arus untuk menghasilkan hidrogen.

100%xQ

QArusEfisiensi

eksperimen

teoritis

Korosi

Peristiwa korosi logam dapat dijelaskan dengan elektokimia. Berbagai proses elektroda memerlukan potensial elektroda yang lebih besar dari perhitungan (overvoltage).

Mekanisme korosi dapat ditulis sebagai berikut :1. Oksidasi besi Fe (S) Fe2+

(aq) + 2e2. Reduksi oksigen ½ O2 (g) + H2O(l) + 2 e 2 OH-

(aq)

3. Pengedapan Fe2+(aq) + 2 OH-

(aq) Fe(OH)2 (s)

besi (II) hidroksida4. Pembentukan karat Fe(OH)2 (s) + ½ O2 (g) + (x-1) H2O(l) ½ Fe2O3 x H2O

Beberapa cara untuk mengurangi laju korosi besi ialah

1. Mengontrol atmosfir dengan cara mengurangi konsentrasi O2 dan H2 pada permukaan besi

2. Mencat untuk menutupi permukaan besi3. Melapisi dengan cara menutupi permukaan besi minyak lemak4. Galvaniser dengan cara melapisi besi dengan seng (seng atap)

Salah satu cara mencegah korosi besi ialah proteksi katodik misalnya, batang seng atau magnesium ditanam dekat pipa besi kemudian dihubungkan dengan pipa tersebut yang akan dilindungi dari korosi.

Anoda FeKatoda karat

Besi

Fe

O2 dari air

e-

O2

Magnesium

Mg2+

Anoda Mg

Besi Fe (tetap terlindungi)

Katoda karat

O2 dari air

e-

O2