1

BAB VII

ELEKTROKIMIA

7.1. Tujuan Instruksional UmumSetelah mempelajari mata Kuliah Kimia Terapan maka mahasiswa dapat menjelaskan beberapa konsep dasar dan menerapkannya dalam bidang Teknik Mesin7.2. Tujuan Instruksional KhususSetelah mempelajari elektrokimia, anda diharapkan dapat :

menjelaskan sel elektrolit

menjelaskan pengertian potensial standar

menjelaskan perbedaan sel elektrosis dengan sel volta

menghitung jumlah zat yang dihasilkan selama elektrolisasi

menerapkan proses elektrolisasi pada pelapisan dan pemurnian logam di industri

menjelaskan cara menghantar atau mencegah terjadinya korosi pada logam

7.3. Uraian Materi7.3.1. Sel Elektrolit

Air murni praktis tidak menghantarkan arus listrik, tetapi jika asam, basa atau garam dilarutkan di dalamnya, larutan yang dihasilkan bukan saja menghantarkan listrik, tetapi juga mengalami perubahan kimia. Seluruh proses ini disebut elektrolisis.

Gambar 7.1 Sel elektrolitGejala yang terjadi selama elektrolisis, dapat dipelajari dalam sel elektrolisis pada gambar 7.1. Larutan elektrolisis dimasukkan dalam bejana, dua buah penghantar, misalnya logam yang disebut elektroda dicelupkan. Dengan bantuan aki atau sumber arus searah lainnya, diberi perbedaan potensial antara kedua elektroda tersebut.

Elektroda dengan muatan negatif disebut katoda, sedangkan yang bermuatan positif disebut anoda. Perubahan kimia yang terjadi selama elektrolisis dapat dilihat di sekitar elektroda. Perubahan ini umumnya hanyalah merupakan peruraian sederhana.

Misalnya, suatu larutan encer asam klorida dielektrolisis di antara elektroda platina, gas hidrogen dilepaskan pada katoda, dan gas klor dibebaskan pada anoda. Konsentrasi asam klorida dalam larutan akan berkurang. Hal ini mudah diperlihatkan, bahwa elekrolisis selalu disertai perpindahan bahan dalam suatu sel elektrolisis.

Contoh lain suatu larutan tembaga sulfat yang berwarna biru dan larutan kalium dikromat yang berwarna jingga dicampur dalam konsentrasi yang ekuimolal, diperoleh larutan kecoklat-coklatan. Larutan ini dimasukkan kedalam sel elektrolisis berbentuk U dan diatasnya dituangi lapisan asam sulfat encer yang tidak berwarna pada setiap sisi seperti ditunjukkan pada gambar 7.2.

Jika larutan ini dielektrolisis, larutan yang tadinya tidak berwarna di dekat katoda perlahan-lahan menjadi biru sedangkan larutan yang dekat dengan anoda menjadi jingga. Warna biru berkaitan dengan tembaga dan warna jingga dengan kromat. Hal ini dapat dikatakan bahwa tembaga bergerak ke arah katoda dan dikromat bergerak kearah anoda selama elektrolisis.

Gambar 7.2. Sel Elektrolit berbentuk U

Karena gerakan seperti ini hanya dapat dicapai dengan elektrolisis, jelaslah bahwa partikel bergerak ke arah salah satu elektroda, haruslah bermuatan, dan muatan ini harus berlawanan dengan elektroda ke arah partikel tersebut bergerak. Perpindahan partikel demikian adalah akibat gaya tarik elektrostatik, yang timbul ketika arus dialirkan. Jadi partikel hidrogen atau tembaga, yang bergerak ke arah katoda, harus bermuatan positif, sedangkan partikel klor atau dikromat harus bermuatan negatif.

Faraday menamakan partikel yang bermuatan dalam elektrolit adalah ion-ion yang bermuatan positif disebut kation, sedangkan ion bermutan negatif disebut anion. Secara umum, dapat dikatakan bahwa larutan elektrolit tidak mengandung molekul netral, seperti pada larutan non elektrolit, tetapi terdiri atas ion-ion. Kation dan anion terdapat dalam jumlah akivalen, dan terdispersi merata diantara molekul pelarut.

7.3.2. Potensial Standard

Dalam suatu sel, selisih potensial antara kedua elektroda dapat diukur. Jika aliran arus dapat diabaikan, selisih potensial ini adalah sama dengan gaya gerak listrik (e.m.f) sel E.m.f ini dapat dianggap sebagai harga mutlak dari selisih dua potensial, E1 dan E2 .

e.m.f. = ( E1 - E2 ( .7.1

Selisih potensial yang terbina antara logam dengan suatu larutan garamnya akan tergantung pada sifat dasar logam itu dan pada konsentrasi ion dalam laruatan untuk suatu elektroda logam dengan reaksi elektroda.

Me Men + ne .7.2

Potensial elektroda E dapat dinyatakan sebagai.

E = E0 + Me n + E0 + [Men]

Dengan aktivitas aMen + dapat digantikan dengan konsentrasi logam

[Me] persamaan ini disebut persamaan Nernst.

Tetapan gas dinyatakan dengan satuan yang sesuai misalnya R= 8.314 JK mol

Bilangan Faraday (F) = 9.6487 x 104 C mol 1: T adalah temperatur mutlak (K).

E0 adalah potensial standar, suatu tetapan potensial logam

Untuk menentukan potensial standar masing-masing logam diperlukan elektroda standar, sebagai dasar perbandingan untuk semua potensial standar, dalam praktek elektroda standar yang digunakan sebagai standar pembanding adalah elektroda hidrogen standar.

Elektroda hidrogen standar dengan tekanan 1,0133 x 105 Pa atau 1 atm, yang berada dalam kesetimbangan dengan ion hidrogen yang beraktivitas 1. secara sembarang potensial elektroda ini diambil berharga nol. Semua potensial elektroda kemudian dihitung pada skala hidrogen ini.

Gambar 7.3 Sel elektroda hidrogen standar

Sel elektroda hidrogen standar seperti gambar 7.3 terdiri atas lembaran platina yang dilapisi platina hitam dengan suatu proses elektrolisis, dicelupkan dalam suatu larutan asam klorida yang aktivitas ion hidrogennya adalah satu. Dalam praktek dapat digunakan suatu campuran antara 1000 g air dan 1,184 mol hidrogen klorida. Gas hidrogen pada tekanan 1 atm dilewatkan pada lembaran tersebut.

Gas dimasukkan lewat pipa C dan keluar melalui lubang-lubang B disekitar tabung gas A. dengan demikian, lembaran platina dijaga tetap jenuh dengan gas.

Gas hidrogen yang digunakan harus betul-betul murni dengan mengalirkannya lewat larutan KmnO4 dan ANO3. Hubungan antara lembaran platina dengan rangkaian luar lewat merkuri dalam D.

Platina hitam mempunyai sifat luar biasa dalam menyerap hidrogen dalam jumlah besar, dan memungkinkan perubahan dari gas ke ion dan sebaliknya tanpa hambatan.

2H+ + 2e- ( H2 Elektroda ini berprilaku seakan-akan seluruhnya terdiri atas hidrogen, yaitu sebagai suatu elektroda hidrogen.

Dengan menghubungkan elektroda standar ini lewat jembatan garam ke sebuah elektroda yang potensialnya tidak diketahui, diperoleh sel galvani, dan e.m.f yang diukur akan sama dengan potensial elektroda yang dihubungkan. Tanda aljabarnya akan sama dengan polaritas elektroda tersebut dalam sel itu. Pengukuran potensial dengan elektroda hidrogen standar harus ditunggu agar asisten mencapai keseimbangan selama 30-60 menit sebelu pengukuran final diambil.

Persamaan Nernst nampak bahwa potensial elektroda dari elektroda logam yang dicelupkan dalam larutan ion-ionnya, bergantung pada konsentrasi atau aktivitas ion-ion tersebut. Jika aktivitas ion dalam larutan tersebut satu atau 1 mol per liter, maka rumus menjadi E = E0. Jadi potensial elektroda menjadi sama dengan potensial sektroda standar itu sendiri. Potensial elektroda standar dapat didefinisikan sebagai e.m.f yang dihasilkan bila setengah sel yang terdiri atas unsur tersebut yang dicelupkan dalam larutan ionnnya yang aktivitasnya satu, dihubungkan dengan sebuah elektroda hidrogen standar. Tanda potensial ini adalah sama dengan polaritas elektroda dalam gabungan tersebut.

Tabel 7.1 memaparkan harga-harga potensial standar untuk elektroda logam. Pada tabel ini logam disusun menurut potensial standarnya diawali dengan nilai negatif dan berakhir dengan nilai positif. Tabel ini merupakan deret elektrokimia logam-logam, makin negatif potensial suatu logam, makin besar kecendrungannya untuk melarut menjadi ion dan sebaliknya. Suatu logam dengan potensial lebih negatif akan menggeser logam dibawahnya dari larutan garamnya. Jadi, magnesium, aluminium, seng, dan besi semuanya akan menggantikan tembaga dari larutannya.

Timbal akan menggeser tembaga, mercuri atau perak. Tembaga akan menggeser perak, merkuri, dan seterusnya. Logam dengan potensial standar negatif akan menggantikan hidrogen dan karenanya dapat melarut dalam asam dengan membebaskan gas hidrogen. Logam dengan potensial standar positif hanya dapat larut dalam asam yang bersifat pengoksidasi, seperti asam nitrat HNO2.

Potensial elektroda standar merupakan ungkapan kuntitatif dari unsur untuk melepaskan elektron. Oleh karena itu, potensial elektroda standar merupakan kekuatan suatu logam sebagai pereduksi, makin potensial elektroda suatu logam negatif makin kuat pereduksinya.

Tabel 7.1. Potensial Standart elektroda logam pada 25oC

7.3.3. Sel elektrokimia

Sel elektrokimia dibedakan dalam dua jenis yaitu:

sel Volta atau sel Galvani;

sel elektrolisis

Pada sel volta atau sel galvani, energi yang dihasilkan dari reaksi kimia diubah menjadi energi listrik, sedangkan pada sel elektrolisis diperlukan sumber energi listrik searah untuk menghasilkan reaksi kimia. Pada sel volta katoda bermuatan positif, sedangkan pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif. Pada kedua sel elektrokimia tersebut terjadi reaksi redoks.

Sel volta atau sel galvani terdiri atas dua setengah sel, masing-masing terdiri atas sebuah elektroda dan sebuah elektrolit. Kedua elektrolit dihubungkan dengan suatu jembatan garam. Jika elektroda disambung dengan kawat, elektron akan mengalir menurut arah yang ditunjukkan. Gerakkan elektron dalam kawat menunjukan suatu arus listrik sedang mengalir. Arah aliran elektron dalam sel ini dikaitkan dengan arah reaksi yang dilibatkan dalam proses tersebut.

Secara listrik arah aliran elektron bergantung pada selisih potensial antara elektroda. Elektron akan mengalir dari elektroda negatif lewat kawat ke elektroda positif. Karena itu, besarnya potensial elektroda sangat penting dalam menafsirkan proses oksidasi reduksi secara kuantitatif.

Gambar 7.4 Sel galvani atau sel volta

Larutan timah (II) klorida dan besi (III) klorida, masing-masing diasamkan dengan asam klorida untuk meningkatkan daya hantar listrik, masing-masing larutan dimasukkan ke dalam gelas piala terpisah A dan B kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam yang mengandung NaCl.

Jembatan garam terdiri atas pipa U terbalik yang diisi elektrolit yang mengahantar listrik, seperti kalium klorida atau natrium klorida, dan disumbat dengan kapas kedua ujungnya mencegah aliran mekanis. Jembatan ini menghubungakan kedua larutan tanpa mencampurnya. Elektrolit dalam jembatan garam dipilih yang tidak bereaksi degan larutan-larutan yang dihubungkan.

Elektroda lembaran platina di celupkan kedalam masing-masing larutan dan dihubungkan ke sebuah volt meter V yang bertahanan tinggi, bila rangkaian dihubungkan voltmeter akan menunjukkan simpangan sesuai dengan voltase kedua elektroda tersebut. Jika tahanan dalam peukur tinggi sehingga tidak ada arus mengalir dalam rangkaian, voltase terukur sama dengan gaya gerak listrik atau e.m.f. sel. Sebaliknya, jika tahanan dalam rangkaian rendah, arus akan mengalir, sesuai dengan aliran elektron dari elektroda negatif A ke elektroda positif B.

Pada saat arus mengalir, ion timah (IV) dapat dideteksi dalam larutan A, sedangkan ion besi (II) dapat dijumpai dalam larutan B hal ini menandakan bahwa dalam sel tersebut berlangsung proses:

Dalam larutan A :

Sn2+ Sn4+ + 2e- (ii)

Dua elektron diambil dari elektroda. Kemudian elektron ini dikirim keelektroda lain, diambil oleh ion besi (III)

Oleh karena itu dalam larutan B

2Fe3+ + 2e- 2Fe2+(iii)

Karena jumlah persamaan reaksi (ii) dan (iii) sama dengan (i). Akan tampak bahwa dasar operasi sel galvani adalah proses oksidasi reduksi yang berlangsung normal seandainya pereaksi tersebut dicampur. Perbedaan dasar antara kedua proses adalah bahwa pereaksi (Fe3 dan Sn2-) dalam sel galvani terpisah satu dari yang lain.

Bila sepotong logam Zn dicelupkan dalam suatu larutan tembaga sulfat . permukaanya akan tersalut dengan logam tembaga. Adanya ion Zn dapat dideteksi dalam larutan. Reaksi kimia yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ (iv)

Dalam proses ini elektron yang disumbangakan oleh atom Zn diambil oleh ion tembaga. Proses yang sama berlangsung dalam sel Daniel, seperti pada gambar 9.5. Dalam bejana D lembaran tembaga dimasukkan dan dicelupkan kedalam larutan CuSO4 membentuk kutup positif (+) sedangkan pada bejana E lembaran Zn dicelupkan kedalam larutan ZnSO4 adalah kutub negatif (-) peranan jembatan garam B sama seperti pada sel galvani sebelumnya.

Voltmeter Vmengukur e. m. f sel, voltase yang diukur adalah sama dengan e.m.f. hanya praktis bila tidak ada arus mengalir dalam rangkaian. Jika elektroda-elektroda dihubungkan lewat suatu tahanan, arus akan mengalir dan dapat diukur dengan ampermeter A.

Jika sel telah berjalan pada saat tertentu massa elektroda Zn berkurang, sedangkan massa elektroda tembaga akan bertambah. Pada saat yang bersamaan konsentrasi ion Zn dalam bejana E bertambah dan konsentrasi ion tembaga dalam bejana D berkurang. Reaksi kimia yang terjadi dalam bejana E dan bejana D masing-masing adalah :

Zn Zn2+ + 2e- (v)

dan

Cu2+ + 2e- Cu (vi)

Jumlah persamaan (v) dan (vi), yang berarti proses kimia ini juga proses oksidasi dan reduksi.

Gambar 7.5. Sel Daniel

7.3.4. Sel elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa peruraian yang disebabkan adanya arus listrik searah sel elektrolisis terdiri atas sebuah bejana dengan dua buah elektroda yaitu katoda dan anoda.

I. Pada katoda terjadi reduksi ion-ion positif di dalam larutan sekitar katoda :

ion hidrogen direduksi menjadi gas H22H- + 2e H2(g)

ion logam pada katoda dikelompokkan menjadi dua bagian:

(1) ion alkali dan alkali tanah yaitu ion-ion Na+, K+, Ca2+, Sr2+ dan Ba2+ yang terdapat dalam larutan tidak mengalami reduksi, yang akan direduksi adalah melekul air 2H2O(I) + 2e H2(g) + 2OH-

(2) Ion-ion logam yang lain yang tidak terdapat seperti di atas akan mengalami reduksi :

Cu2+ + 2e- Cu(p)

Ni2+ + 2e- Ni(p)

Ag+ + e-

Ag(p)

II. Pada anoda terjadi reaksi antara ion negatif atau anion yang ditarik oleh anoda. Anion adalah ion OH- dan ion sisa asam. Jika anoda yang digunakan adalah Pt, Au, atau C maka anoda ini tidak mengalami perubahan tetapi ion negatif dioksidasi.

Ion OH dioksidasi menjadi H20 dan O2 dengan persamaan reaksi :

4OH- 2H2O(l) + O2(g) + 4e- Ion sisa asam Cl-, Br-, l- dioksidasi menjadi molekul dengan reaksi :

2Cl- Cl2(g) + 2e-

2Br - Br2(l) + 2e-

2I- I2(p) + 2e-

Ion sisa asam yang mengandung oksigen misalnya NO3-, SO42- tidak mengalami oksidasi kecuali air :

2H2O(l) 4H+ +O2(g) + 4e-Jika anoda yang dipakai bukan dari Pt, Au dan C tetapi dari logam-logam Cu,Ni, Ag maka anoda ini teroksidasi misalnya pada elektrolisis digunakan anoda Cu, reaksi yang terjadi adalah :

Cu(p) Cu2+ + 2eContoh reaksi proses elektrolisis :

1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektroda Cu :

HCl 2H+ + 2Cl-Katoda (-)2H+ + 2e- 2H2 (reduksi)

Anoda (+)2Cl- Cl2 + 2e- (oksidasi)

2HCl H2 + Cl2 (redoks)

2. Elektrolisis larutan NaOH dengan elektroda Pt :

4NaOH 4Na+ + 4OH-

Katoda (-)4H2O + 4e- 2H2 + 4OH-

Anoda (+)4OH- 2H2O + O2 + 4e-

4NaOH + 2H2O 4Na + 4OH+ + 2H2 + O2

2H2O 2H2 + O2

3. Elekrolisis larutan Na2SO4 dengan elektroda Pt:

Na2SO4 2Na+ + SO42-

Katoda (-)4H2O + 4e- 2H2 + 4OH-

Anoda (+)2H2O 4H+ + O2 + 4e-

Na2SO4 + 6H2O 2Na+ + SO42- + 2H2(g) + 4H- + 4OH-2Na+ + 2O42- + 2H2O 2Na+ + SO42- + 2H2(g) + O2(g)

2H2O 2H2 + O2

4. Elektrolisis larutan AgNO3 dengan elekroda Pt:

4AgNO3 4Ag+ + 4NO3-

Katoda (-)4Ag+ + 4e- Ag(p)Anoda (+)2H2O 4H+ + O2 + 4e-

AgNO3 + 2H2O Ag(p) + 4NO3- + O2 + 4H-5. Elektolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Ni :

CuSO4 Cu2+ + SO42-

Katoda (-)Cu2+ + 2e- Cu(pAnoda (+)Ni(p) Ni2+ + 2e-

CuSO4 + Ni(p) Cu(p) + SO42- + Ni2+

6. Elektolisis Natrium klorida cair dengan elektroda Pt:

2NaCl(l) 2Na+ + 2C-

Katoda (-)2Na + 2e- 2NaAnoda (+)2Cl- Cl2 + 2e-

2NaCl(l) 2Na + Cl2 Di industri proses elektrolisis dipergunakan untuk :

Melapisi logam yang kurang tahan korosi dengan logam yang lebih tahan korosi, misalnya logam besi dilapisi oleh logam tembaga, nekel, krom atau lapisan emas;

Memperkeras permukaan aluminium dengan proses anodisasi dengan maksud mempertebal lapisan aluminium oksida, setelah diproses anodisasi lebih mudah diwarnai;

Proses pemurnian logam misalnya aluminium, perak, tembaga, dan emas serta pembuatan beberapa senyawa, misalnya NaOH, O2 dan H2.

7.3.5. Sel aki

Gambar 3.6 Sel akiElektroda positif adalah timah hitam yang dilapisi oleh PbO

Elektroda negatif adalah : Pb

Elektrolit adalah

: H2SO4 encer

Reaksi yang terjadi

Pb + SO42- PbSO4 + 2e-Disekitar elektroda Pb banyak elektron terkumpul, sehingga disebut kutub negatif. Bila kutub negatif dihubungkan dengan kutub positif, terjadi pelepasan elektron terus menerus. Karena itu terjadilah perpindahan elektron dari kutub negatif ke kutub positif, dikenal sebagai sumber arus searah.

Pada katoda ion H- menerima elektron dari kutub positif dengan elektroda PbO2. Elektron ini berasal dari kutub negatif melalui penghantar luar.

Reaksi total yang terjadi selama aki dipakai :

Katoda : PbO2 + 2H+ + H2SO4 + 2e- PbSO4 + 2H2OAnoda : Pb + SO42- PbSO4 + 2e-Total : Pb + PbO2 + 2H+ + H2SO4 + SO42- 2PbSO4 + 2H2O

Dalam reaksi ini terjadi pengurangan konsentrasi asam sulfat dan terjadi pembentukan air, sehingga larutan asam ini makin lama makin encer. Bila kedua elektroda telah menjadi PbSO4 tidak akan terjadi arus listrik lagi.

Gambar 7.7 Sel aki saat diisi arus listrik

Pada kutub negatif atau katoda terjadi penerimaan elektron dari sumber listrik ke elektroda :

PbSO4 + 2e- Pb + SO42- (reduksi)

Pada kutub positif atau anoda terjadi pelepasan elektron dari PbSO4 dan H2O dengan reaksi

PbSO4 + H2O PbO2 + H2SO4 + 2H+ + 2e

Reaksi total pada pengisian aki dengan arus listrik adalah :

Katoda(-):PbSO4 + 2e- Pb + SO42- (REDUKSI)Anoda(+) :PbSO4 + 2H2O PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e- (OKSIDASI)

2PbSO4 + 2H2O Pb + PbO2 + 2H2O

Dari hasil reaksi ini terlihat bahwa aki akan kembali seperti semula, dan dapat menghasilkan arus kembali.

7.3.6. Sel Leclanche (batere kering)

Bateri kering terdiri dari atas katoda grafit sebagai kutub (+) dan dinding Zn sebagai anoda atau kutub (-). Selain itu menggunakan media pasta dari campuran batu kawi atau MnO2, salmiak atau NH4Cl dan air.

Pada bateri kering jika kedua elektroda Zn dan grafit dihubungkan maka akan terjadi beda potensial sebesar 1,5 volt

Gambar 7.8. Sel bateray keringReaksi yang terjadi pada sel batere kering:

Katoda(+): 2MnO2 + 2NH4- + 2e- Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Anoda

: Zn Zn2+ + 2e-

Zn + 2MnO2 + 2NH4 Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Ion Zn2+ dengan amonia akan bereaksi membentuk ion seng tetramina, dengan reaksi sebagai berikut:

Zn2+ + 4NH3 Zn(NH4)42+7.3.7. Hukum Faraday

Bila dalam suatu larutan elektrolit arus listrik searah, dalam larutan akan terjadi peruahan kimia. Untuk menentukan jumlah arus yang digunakan untuk suatu perubahan kimia tertentu di dalam larutan digunakan hukum faraday I dan hukum faraday II.

Hukum Faraday I

Jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan arus yang dialirkan pada zat tersebut.

Bila dalam larutan AgNO3 dialirkan arus sebesar 1 faraday, maka dalam larutan akan diendapkan 1 g ekivalen Ag.

Reaksi yang terjadi :

Ag+ + e- Ag(p)

1 mol e- 1 mol Ag+ 1 ekivalen Ag

1 ekivalen Ag 1 mol e-

Jadi, untuk 1 ekivalen Ag diperlukan 1 mol e- atau sejumlah 6,023 x 1023 elektron.

Bila dalam larutan tembaga sulfat dialirkan arus sebesar 1 faraday, maka akan diendapkan 1,0 ekivalen Cu.

Reaksi yang terjadi ;

Cu2+ + 2e- Cu(p)

2 mol e- 1 mol Cu

1 mol e- mol Cu

1 ekivalen mol Cu atau

96500 coulomb mol Cu

Banyaknya arus yang dialirkan di dalam larutan dinyatakan dalam coulomb.

1 Coulomb= i . t dengan satuan amper detik

Dengan :i=kuat arus, amper

t=waktu, detik

Muatan 1 e-=1,6 x 10-19 coulomb

Muatan 1 mol e-=1,6 x 10-19 x 6,023 x 1023 coulomb

=96500 coulomb = 1 faraday

Jika dalam suatu larutan elektrolit dialirkan arus sebesar 1,0 faraday atau sejumlah 6.023 x 1023 elektron, maka jumlah zat yang diubah atau diendapkan sebesar 1 ekivalen. Pernyataan diatas dapat ditulis sebagai berikut :

M=

Dengan :M=massa zat, g

Z=masa ekivalen, g

i=kuat arus, amper

t=waktu, detik

Contoh:

1. Berapa gram nikel akan terbentuk jika ke dalam larutan NiSO4 dialirkan arus sebesar 24, 125 coulomb ?

Penyelesaian

Reaksi yang terjadi :

Ni2 + 2e- Ni(p)

1 mol Ni2+ 2 mol e-1 mol e- = 1 ekivalen Ni

= massa atom Ni

1 ekivalen Ni massanya= . 58.7 = 29.35 g

Jumlah arus yang dipakai=24.125 coulomb

Jika arus yang dipakai adalah 96500 coulomb, maka terbentuk 1 ekivalen nikel Jumlah Ni yang terbentuk adalah :

=

2. Berapa jumlah tembaga terbentuk jika dalam larutan CuSO4 dialirkan arus sebesar 40.000 coulomb?

Penyelesaian

Cu2+ + 2e- Cu(p)

1 mol Cu2+ 2 mol e-1 ekivalen Cu massanya = . 63.55 = 31.77 g

Jika dipakai arus 96500 coulomb, maka akan terbentuk 1 ekivalen tembaga. Karena banyaknya arus yang dipakai adalah 40000 coulomb, maka jumlah tembaga terbentuk adalah :

=

Hukum Faraday II

Jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama pada beberapa sel yang berbeda, adalah sebanding dengan massa ekivalen zat-zat tersebut.

1 ekiv. Cu = mol Cu1 ekiv. Ag = 1 mol Ag

Gambar 7.9 Dua buah sel elektrolisis yang berbeda dengan arus yang sama

Jika arus 1 faraday dialirkan pada larutan AgNO3, CuSO4, AuCl3, maka massa Ag, Cu, dan Au akan sesuai dengan perbandinga massa ekivalen Ag, Cu, dan Au, yaitu :

Contoh :

1. Berapa gram massa perak yang mengendap dikatoda dengan mengalirkan arus listrik 5 amper, dalam larutan AgNO3 selama 2 jam ?

Penyelesaian

Reaksi yang terjadi:

Ag+ + e- Ag(p)

1 mol Ag+ 1 mol e- 1 ekivalen Ag

M = M = 40,29 g Jadi, massa perak yang mengendap di katoda adalah 40,29 g.

2. Tentukan massa ekivalen tembaga dan besi jika dalam larutan CuSO4 dan larutan FeCl3 masing-masing dialirkan arus sebesar 1 faraday !

Penyelesaian

Reaksi yang terjadi :

Cu2+ + 2e- Cu(p)

1 mol Cu2+ 2 mol e- 1 mol Cu

2 mol e- mol Cu

1 mol e- mol Cu atau

96500 coulomb = mol Cu

Jadi, massa ekivalen Cu = x 63,55 = 31,775 g

Reaksi yang terjadi

Fe3+ + 3e- Fe(p)

1 mol 3 mol e- 1 mol

3 mol e- 1 mol Fe

1 mol e- mol Fe

atau 9650 coulomb = mol Fe = x 56 g

= 18,67 g

Jadi, massa ekivalen Fe = 18,67 g

Dari contoh di atas terdapat massa ekivalen yang berbeda untuk unsur yang berlainan. Massa ekivalen adalah massa zat yang terbentuk dibagi muatan ionnya atau valensinya. Misalnya 965400 coulomb mengendapkan 107,88 g perak, artinya Ag yang terbentuk adalah (107,88 g/96500 coulomb).

7.3.8. Elektroplating Elekroplating adalah proses pelapisan suatu logam dengan logam lain, dengan cara elektrolisis. Tujuannya dari proses elektroplating.

Melindungi logam yang kurang tahan korosi dengan logam yang lebih tahan korosi;

Memperkeras permukaan logam dengan lapisan logam lain.

Prinsip dasar elektroplating adalah :

Proses elektrolisis yaitu bila arus listrik searah dialirkan melalui suatu larutan elektrolit, akan terjadi elektrolisis. Elektrolisis adalah proses penguraian zat kimia dalam larutan elektrolit karena adanya arus listrik. Cotoh dalam CuSO4 dialirkan arus listrik searah melalui katoda dan anodanya. Dalam larutan CuSO4 akan terurai menjadi anion dan kation : CuSO4 Cu2+ + SO42-

Bila anoda terbuat dari tembaga ion SO42- akan menarik atom tembaga sambil melepaskan elektron elektronnya dan kembali membentuk CuSO4SO42- + Cu CuSO4 + 2e-Pada katoda ion Cu2+ akan menerima 2 elektron yang berasal dari ion SO42- dan menjadi logam tembaga yang melekat pada katoda,dengan reaksi :

Cu2+ + 2e- Cu(p)

Tembaga yang menempel pada katoda makin lama makin banyak sampai membentuk lapisan tembagan yang menutupi seluruh permukaan katoda.

Gambar 7.10 Proses elektroplating

Gambar 7.10 adalah proses pelapisan logam besi dengan tembaga, menggunakan elektrolit tembaga sulfat. Katoda adalah logam yang akan dilapisi, misalnya logam besi. Anoda adalah logam pelapis, misalnya tembaga. Dalam percobaan-percobaan yang dilakukan faraday ternyata bahwa, arus listrik sebesar 1 amper dalam waktu satu detik akan mengendapkan 1,118 x 10-3 g. logam perak atau 0,329 x 10-3 g logam tembaga. Angka 1,118 x 10-3 untuk perak 0,329 x 10-3 untuk tembaga disebut nilai setara elektrokimia. Berdasarkan nilai setara elektrokimia untuk perak dapat dihitung nilai setara elektrokimia logam-logam lainnya.

Nilai setara elektrokimia logam :

=

Contoh

Nilai setara elektrokimia tembaga :

=

Rapat arus dan ketebalan lapisan logam tergantung pada banyaknya arus yang mengalir menuju permukaan elektroda. Satuan rapat arus adalah Ma/cm2.

Ketebalan lapisan logam dapat dihitung dengan hukum faraday yaitu jumlah massa zat yang terurai dalam suatu elektrolisis berbanding lurus dengan besarnya arus listrik, nilai setara kimia dan waktu.

Hukum Faraday dapat dirumuskan :

M = e.i.t

Dimana :M= massa zat yang terurai, g

e= nilai setara elektrokimia

i= besarnya arus listrik

t= Waktu (detik)

7.3.9. KorosiMenurut difinisi klasik, korosi adalah reaksi kimia atau elektrokimia dari logam dengan lingkungannya. Secara termoninamika, umumnya sistem logam dengan lingkungan berair atau udara tidak berada dalam keseimbangan. Dengan berjalannya waktu, sistem akan menuju ke arah keseimbangan dan logam akan membentuk oksida logam atau senyawa kimia.

Pengertian umum korosi adalah :

perusakan logam atau konstruksi oleh pengaruh lingkungan;

proses kimia disertai perpindahan elektron;

sebagai akibat proses elektrokimia;

sebagai akibat proses alamiah

Korosi mengakibatkan penurunan sifat logam. Istilah korosi terbatas pada serangan kimia pada logam. Karat adalah korosi besi dan paduannya.Produk korosi utamanya, adalah oksida besi.

Proses korosi dapat terjadi karena :

adanya reaksi elektrokimia antara logam dengan lingkungan

terjadinya reaksi anodik dan katodik

reaksi anodik dapat terjadi karena adanya pelepasan elektron dari logam. Atom-atom logam melepaskan elektron, sehingga ion logam berpindah kedalam lingkungan.

Contoh : Besi

:Fe ( Fe2+ + 2e- Tembaga :Cu ( Cu2+ + 2e-

Gambar 7.11 Reaksi elektrokimia pada korosi logam Zn dalam larutan asam

Reaksi katodik dapat terjadi karena adanya penangkapan elektron. Molekul atau ion dari lingkungan menangkap elektron yang telah dilepaskan oleh atom logam.

Cotoh :

Ion hidrogen dari lingkungan menangkap elekron atau proses reduksi, sehingga terbentuklah gas hidrogen :

2 H+ + 2 e- ( H2molekul gas oksigen dari lingkungan dan ion hidrogen juga dari lingkungan direduksi menjadi air yang menempel pada permukaan logam.

O2 + 4H+ + 2e- ( 2H2O

Gas oksigen dan air dari lingkungan menangkap elektron yaitu proses reduksi, membentuk hidrogsil yang menempel pada permukaan logam.

O2 + 2H2O + 4e- ( 4OH-

Ion logam yang larut dalam lingkungan mengalami proses reduksi, dengan reaksi :

M3+ + e- ( M2+M2+ + e- ( M

Bermacam-macam korosi yaitu :

1. Korosi permukaan

terjadi korosi merata dipermukaan;

penipisan logam yang merata;

umur konstruksi dapat diramalkan berdasarkan laju penipisan atau laju kehilangan berat.

2. Korosi sumur

korosi terjadi secara tidak merata berupa lubang-lubang

lubang hasil korosi akan berkembang makin dalam ;

tarjadi pada logam yang berada dilingkungan yang mengandung klorida atau sulfida.

Gambar 7.12 Korosi sumur pada permukaan stenless steel dalam larutan asam klorida.

3. Korosi celah

terjadi pada celah antara dua permukaan logam

terjadi pada celah antara permukaan logam dengan kerak yang menutupinya.

Gambar 3.13 Skema pada mekanisme korosi di antara dua sambungan plat dengan rivet

4. Korosi galvanis

terjadi bila dua logam yang tidak sama berhubungan

logam yang kurang mulia akan lebih cepat terserang korosi;

logam yang lebih mulia akan terlindung dari korosi

contoh korosi galvanis pada pemakaian rivet aluminium untuk sambungan baja, rivet Al akan diserang korosi.

Gambar 7.14Korosi galvanis yang terjadi pada sambungan baja dengan rivet aluminium atau rivet baja pada plat Al dan sambungan plat aluminium dan baja dengan rivet tembaga.

6. Korosi tegangan

adanya tegangan, khususnya tegangan tarik akan mempercepat proses korosi;

tegangan tarik dapat berasal dari beban yang bekerja atau berupa tegangan sisa akibat proses pengerjaan;

tegangan tarik yang bekerja pada logam dilingkungan yang korosif dapat menyebabkan retak akibat korosi tegangan;

adanya tegangan tekan justru akan memperbaiki ketahanan korosi tegangannya.

Gambar 7.15Foto mikro yang menunjukkan terjadinya retakan di antara butir akibat korosi teganganKorosi adalah proses alamiah berlangsung dengan sendirinya. Karena itu, proses korosi tidak dapat dicegah sama sekali, yang mungkin adalah usaha untuk mengurangi korosi atau untuk mengendalikannya.

Usaha-usaha untuk pengendalian korosi.

Korosi adalah peristiwa reaksi elektrokimia

untuk menghindari terjadinya korosi dapat dilakukan dengan cara menghambat laju reaksi redoks atau menghindari reaksi elektrokimia tersebut.

Memisahkan atau mengisolasi logam dari lingkungan dengan jalan pengecatan dan pelapisan

Mengurangi ion hidrogen di dalam lingkungan, misalnya dengan menaikan pH

Mengurangi ion logam atau garam yang larut dalam lingkungan atau demineralisasi.

Mengurangi oksigen yang larut dalam air atau deaerasi

Mencegah kontak antara dua jenis logam yang sangat berbeda elektropotensial standarnya. Contoh memberi isolasi atau memilih logam yang letaknya berdekatan dalam deret galvani volte.

Gambar 7.16Sambungan antara dua lagam yang berbeda dengan memberi isolasi untuk menghindari korosi galvanis Mencegah celah atau menutup celah dengan memberi sealant pada ujung celah. Alternatif lain dari sambungan keling adalah sambungan las.

Gambar 3.18 Pemberian sealant pada ujung celah.

Penempelan anoda umpan yang terbuat dari logam yang tidak mulia, misalnya Mg, Zn, atau Al.

Gambar 7.19 Pemakaian anoda umpan pada pipa baja

Mengadakan proteksi katodik, dengan memberi elektron pada logam, sehingga logam menjadi lebih katodik dan akan terlindung dari serangan korosi. Contoh galvanisasi baja dengan lapisan Zn.

Gambar 3.20 Proteksi galvani pada baja dengan lapisan Zn

Dengan memberikan arus tandingan yang berasal dari suatu sumber arus searah.

Gambar 3.21 Pemberian arus tanding untuk mencegah korosi

7.4. Rangkuman

Potensial standar Eo adalah suatu tatapan potensial logam. Untuk menetapkan potensial standar suatu logam, diperlukan potensial standar, biasanya digunakan elektroda hidrogen standar. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian kimia yang disebabkan adanya arus listrik searah.

Hukum Faraday menyatakan bila suatu elektrolit dialirkan arus listrik searah, dalam larutan akan terjadi perubahan kimia. Hukum faraday I menyatakan jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut. Hukum faraday II menyatakan jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama pada beberapa sel yang berbeda adalah sebanding dengan massa ekivalen zat-zat tersebut.

Elektroplating adalah proses pelapisan logam dengan logam lain secara elektrolisis. Tujuan elektroplasting adalah melindungi logam terhadap korosi dengan lapisan logam yang lebih tahan korosi, atau memperkeras permukaan logam dengan lapisan logam yang lebih keras sehingga tahan arus.

Korosi menurut teori klasik adalah reaksi kimia atau elektrokimia dari logam terhadap lingkungannya.

Pengertian umum korosi adalah perusakan logam atau konstruksi oleh pengaruh lingkungan; proses kimia disertai perpindahan electron sebagai akibat proses elektrokimia dan sebagai akibat proses alamiah

Usaha- usaha untuk mengendalikan korosi adalah : menghambat laju reaksi redoks atau menghindari reaksi elektrokimia tersebut; memisahkan atau mengisolasi logam dari lingkungan dengan cara pengecetan atau pelapisan.; mengurangi ion hidrogen dari lingkungan dengan menaikan pH; mengurangi ion logam atau garam laut dalam lingkungan;mengurangi ion oksigen yang larut dalam air atau deaerasi dan mencegah kontak antara dua jenis logam yang sangat berbeda elektropotensial standard.

7.5. EvaluasiKerjakan soal berikut dengan singkat dan jelas !

1. Jelaskan yang dimaksud dengan potensial standar !.

2. Apa yang dimaksud dengan elektrolisis dan bagaimana penerapannya dalam industri3. Apa yang dimaksud dengan proses electroplating? Jelaskan apa tujuannya!

4. Jelaskan pemakaian Hukum Faraday pada proses Elektroplating!

5. Berapa gram nikel akan terbentuk bila dalam larutan nikel sulfat dialirkan arus sebesar 50

6. Tentukan massa ekivalen tembaga dan besi jika dalam larutan CuSO4 dan larutan FeCl3 masing-masing dialirkan arus sebesar 2 Faraday?

7. Apa yang dimaksud peristiwa korosi?

8. Jelaskan usaha yang diperlukan untuk mencegah terjadinya korosi terutama pada logam!

7.6. Daftar Pustaka1. Achmad Hiskia, 1992, Elektrokimia dan Kinetika Kimia, Bandung : PT. Citra Aditya Bakti

2. Oxtoby, Gillis, Nachtrieb, Alih bahasa, Suminar Setiadi Achmadi, 2001, Prinsip-prinsip Kimia Modern, Jakarta : Penerbit Erlangga.

3. Petrucci, R.H. 1987, Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern, Surabaya : Erlangga.

4. Sriyati Kiban, 1995, Kimia Untuk Mahasiswa Politeknk Jurusan Mesin, Bandung : Pusat Pengembangan Pendidikan Politeknik

PAGE 106

_1158404006.unknown

_1158405189.unknown

_1158406452.unknown

_1158406723.unknown

_1158407427.unknown

_1158406418.unknown

_1158404494.unknown

_1158404826.unknown

_1158404257.unknown

_1158142499.unknown

_1158142555.unknown

_1158142394.unknown