elektrokimia (2)

34

ELEKTROKIMIA Dr. Abdul Haris Watoni, M.Si

Untuk Kalangan Sendiri

Dilarang memperbanyak dalam bentuk apapun tanpa seijin penulis

E. ELEKTROLISIS

Prinsip elektrolisis adalah kebalikan dari sel volta. Dalam elektrolisis, energi listrik dari sumber luar

digunakan untuk membangkitkan terjadinya reaksi redoks. Dengan kata lain, elektrolisis dilakukan untuk

mengubah reaksi redoks tidak spontan menjadi spontan. Dalam sel elektrolisis, muatan anode dan katode

kebalikan dari muatan anode dan katode dalam sel volta. Mengapa demikian? Apa yang perlu

diperhatikan untuk meramalkan reaksi-reaksi oksidasi dan reduksi yang akan terjadi? Apa yang terjadi

terhadap anode dan katode selama elektrolisis berlangsung, apakah terjadi perubahan massa pada kedua

elektrode ini? Bagaimana konsentrasi larutan elektrolit, apakah bertambah atau berkurang setelah

elektrolisis? Anda akan dapat menjawab pertanyaan-pertanyaan ini setelah Anda memahami desain dan

prinsip kerja sel elektrolisis.

1. Desain dan Cara Kerja Sel Elektrolisis

Untuk memahami prinsip kerja sel elektrolisis, cobalah terlebih dahulu Anda amati sel volta dengan

reaksi redoks yang terbentuk dari gabungan dua setengah-reaksi berikut:

Sn(s) Sn2+

(aq) + 2e (anode, oksidasi)

Cu2+

(aq) + 2e

Cu(s) (katode, reduksi)

Reaksi sel: Cu2+

(aq) + Sn(s) Cu(s) + Sn2+

(aq) Eosel = +0,48 V

Kebalikan reaksi sel di atas berlangsung secara tidak spontan dengan Eosel = 0,48 V.

Cu(s) + Sn2+

(aq) Cu2+

(aq) + Sn(s) Eosel = 0,48 V

Reaksi redoks tidak spontan dapat diubah menjadi reaksi spontan melalui elektrolisis. Desain pada

Gambar 2.19 menunjukkan perbandingan proses yang terjadi antara sel volta dengan sel elektrolisis.

Gambar 2.19 Reaksi timah-tembaga dalam sel volta dan sel elektrolisis. A. Pada keadaan standar, reaksi spontan

antara Sn dan Cu2+

menghasilkan potensial sel standar 0,48 V. B. Jika potensial lebih dari 0,48 V diberikan, sel

volta dan komponen yang sama berubah menjadi sel elektrolisis dan reaksi tidak spontan antara Cu dan Sn2+

dapat

terjadi. Perubahan ini berakibat pada perubahan muatan elektrode dan arah aliran elektron.

Perlu Anda perhatikan bahwa dalam sel volta maupun sel elektrolisis, oksidasi terjadi di anode dan

reduksi di katode, tetapi dengan arah aliran elektron dan tanda muatan elektrode yang terbalik.

M 1 Sn2 M 1 Cu2

garam Jembatan

KatodeAnode

:oksidasi reaksi-Setengah

)Sn(s 2e )(Sn 2 aq

:reduksi reaksi-Setengah 2e )(Cu2 aq )Cu(s

volta Sel A.

M 1 Sn2 M 1 Cu2

garam Jembatan

0,48V dari besar lebih potensial dengan luar Sumber

AnodeKatode

:oksidasi reaksi-Setengah

)Cu(s 2e )(Cu2 aq

:reduksi reaksi-Setengah 2e )(Sn 2 aq )Sn(s

iselektrolis Sel B.

35




Apa yang menyebabkan perbedaan muatan elektrode antara kedua sel ini? Untuk memahami perbedaan

ini, perhatikan penyebab aliran elektron yang terjadi pada kedua sel.

1) Dalam sel volta, elektron dihasilkan di anode sehingga anode bermuatan negatif (sebagai sumber

muatan negatif) dan selanjutnya elektron mengalir menuju katode sehingga katode bermuatan positif.

2) Dalam sel elektrolisis, sumber listrik luar (power supply) menyuplai elektron ke katode (sehingga

katode bermuatan negatif) dan memindahkan elektron dari anode (sehingga anode bermuatan positif).

Kegiatan Mahasiswa 31: Penguatan Konsep

Isilah tabel berikut untuk memahami kesamaan dan perbedaan antara sel volta dengan sel elektrolisis!

Sel Elektrokimia Nilai Eo

sel

( < atau > 0)

Elektrode Reaksi Tanda Muatan

? > 0 ? ? negatif

katode ? ?

? < 0 ? oksidasi ?

? ? negatif

2. Peramalan dan Produk Elektrolisis

Elektrolisis banyak digunakan dalam proses industri untuk memproduksi unsur-unsur penting seperti

klorin, tembaga, dan aluminium. Elektrolisis juga banyak dikembangkan dalam industri penyepuhan

(electroplating). Produk elektrolisis yang diperoleh bergantung pada beberapa faktor. Dengan faktor-

faktor ini, Anda dapat menentukan prioritas reaksi yang terjadi di anode dan di katode. Untuk

mengetahui faktor-faktor apa saja yang berpengaruh, perhatikanlah beberapa proses elektrolisis berikut:

a. Elektrolisis leburan garam dan produksi logam natrium dalam industri

Elektrolisis dapat digunakan untuk memperoleh logam dan nonlogam dari leburan/lelehan garam. Produk

yang diperoleh di anode dan katode mudah diramalkan jika yang dielektrolisis adalah garam murni.

Selama elektrolisis berlangsung, ion-ion tertarik ke setiap elektrode dengan muatan yang berlawanan.

Sebagai contoh, untuk elektrolisis leburan kalsium klorida murni, CaCl2(l), di katode terjadi reduksi Ca2+

dan di anode terjadi oksidasi Cl sebagai berikut:

Anode, oksidasi: 2Cl(l) Cl2(g) + 2e

Katode, reduksi: Ca2+

(l) + 2e

Ca(s)

Reaksi sel: Ca2+

(l) + 2Cl(l) Ca(s) + Cl2(g)

Logam kalsium dan unsur-unsur halogen seperti Cl2 dan Br2 banyak diproduksi melalui cara ini.

Aplikasi elektrolisis yang lain dalam industri adalah produksi logam natrium dari leburan NaCl. Alat

yang digunakan disebut sebagai sel Downs (Gambar 2.20). Untuk mengurangi biaya pemanasan yang

tinggi, NaCl (titik leleh = 801 oC) dicampur dengan 3/2 bagian CaCl2 untuk membentuk campuran

dengan titik leleh 580 oC. Reduksi ion-ion logam menjadi logam Na dan Ca terjadi di katode. Lelehan

logam mengambang di atas campuran lelehan garam yang lebih pekat. Ketika campuran lelehan ini

terkumpul dalam pipa, cairan Na keluar dari pipa, sedangkan paduan lelehan Na/Ca yang lebih pekat

memadat dan kembali ke dalam elektrolit lelehan. Sementara itu, ion-ion Cl teroksidasi menjadi gas Cl2

pada anode yang luas dan keluar melalui corong terbalik. Desain sel ini memisahkan logam-logam dari

gas Cl2 untuk mencegah ledakan akibat terjadinya penggabungan kembali kedua unsur. Gas Cl2

selanjutnya ditampung, dimurnikan, dan dijual sebagai produk yang bernilai.

36




b. Elektrolisis larutan garam

Larutan garam mengandung ion-ion dan molekul-molekul air. Partikel-partikel apa yang paling

mungkin bereaksi selama elektrolisis berlangsung? Apa yang menentukan suatu partikel mengalami

reaksi oksidasi di anode dan reduksi di katode?

Jika dua setengah-reaksi mungkin dapat terjadi pada salah satu elektrode, maka:

1) di katode akan terjadi reaksi reduksi kation-kation dengan Eored yang > Eo

red air dan

2) di anode akan terjadi oksidasi anion-anion atau atom-atom anode dengan Eored < Eo

red air.

Sebagai contoh, ketika larutan KI dielektrolisis dengan menggunakan elektrode inert (Pt, C, atau Au),

dua setengah-reaksi reduksi yang mungkin terjadi di katode adalah:

K+(aq) + e

K(s) Eo

red = 2,92 V

2H2O(l) + 2e

H2(g) + 2OH(aq) Ered = 0,83 V

Karena Eored air lebih positif daripada Eo

red ion K+, maka selama proses elektrolisis terjadi reaksi reduksi

air membentuk gas H2 dan ion OH.

Adapun dua setengah-reaksi oksidasi yang mungkin terjadi di anode adalah:

2I(aq) I2(s) + 2e

Eo

red = Eo I2/I

= +0,54 V

2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e

Ered = +0,69 V

Karena Eo I2/I

lebih negatif daripada Eo

O2,H+/H2O, maka I

akan teroksidasi menjadi I2 selama proses

elektrolisis berlangsung. Dengan demikian, reaksi redoks yang terjadi adalah:

2H2O(l) + 2I(aq) H2(g) + 2OH

(aq) + I2(s)

Di katode dihasilkan gas H2 dan larutan di sekitar katode bersifat basa karena terbentuknya ion OH,

sedangkan di anode terbentuk I2(s).

NaClmasukSaluran

3):2 CaCl:(NaCllelehan Elektrolit

2

NaLelehan

Na/CaPaduan

(oksidasi) Anode

)(2Cl l 2e)(Cl2 g

(reduksi) Katode 2e)(2Na l )2Na(l

Gambar 2.20 Sel Downs untuk produksi

natrium. Campuran NaCl padat dan CaCl2

padat membentuk elektrolit lelehan. Natrium

dan kalsium terbentuk di katode dan

mengambang, tetapi paduan Na/Ca memadat

dan kembali ke bak, sedangkan logam Na

terpisah. Gas klorin terbentuk di anode.

37




OH2

listrik

sumber

e

)( Katode

)( Anode

)(ion

)(ion


Benarkah reaksi-reaksi elektrode dalam sel elektrolisis mengikuti

prioritas berikut? Gunakan data potensial elektrode/reduksi standar dan

gambar di sebelah kanan untuk mendukung pendapat Anda!

1) Prioritas reaksi reduksi di katode: I. kation, II. air.

Jika kation lebih mudah tereduksi daripada air, maka kation yang

tereduksi. Jika sebaliknya, maka molekul air yang tereduksi.

2) Prioritas reaksi oksidasi di anode: I. anode, II. anion, III. Air

Jika anode yang digunakan tidak inert, maka anode yang teroksidasi.

Jika anodenya inert (Pt, C, Au), perhatikan anionnya. Jika anionnya

mudah teroksidasi, maka anion yang teroksidasi, tetapi jika anionnya inert (sukar teroksidasi), maka

air yang teroksidasi.

Contoh Soal 2.20

Tabel berikut menunjukkan komponen-komponen yang terlibat dalam sel elektrolisis. Berilah tanda ()

untuk menunjukkan zat-zat yang dapat teroksidasi atau tereduksi dan tanda () untuk zat-zat yang tidak

dapat teroksidasi atau tidak dapat tereduksi pada kolom yang sesuai! Gunakan data potensial elektrode

standar untuk memastikan jawaban Anda!

Kation

Reduksi pada Katode Anion Oksidasi pada Anode

Inert Tidak inert Inert Tidak inert

K+

F

Na+ Cl

Li+ Br

Ca2+

I

Ba2+

OH

Fe2+

MnO4

Al3+

ClO4

Mn2+

SO42

Cu2+

CO32

Ag+ NO3

Zn2+

C2O42

Penyelesaian:

Kation

Reduksi pada Katode Anion Oksidasi pada Anode

Inert Fe Inert Fe

K+

F

Na+ Cl

Li+ Br

Ca2+

I

Ba2+

OH

Fe2+

MnO4

Al3+

ClO4

Mn2+

SO42

Cu2+

CO32

Ag+ NO3

Zn2+

IO4

38




V 6,0 Baterai

sulfat )tembaga(IILarutan

karbonElektrode

Contoh Soal 2.1

Gambar di sebelah kanan menunjukkan proses elektrolisis suatu larutan elektrolit.

(a) Sebutkan anode dan katode yang digunakan!

(b) Sebutkan elektrolit yang digunakan!

(c) Partikel-partikel apa saja yang dominan dalam larutan?

(d) Partikel apa yang bergerak ke anode?

(e) Partikel apa yang bergerak ke katode?

(f) Partikel apa yang teroksidasi di anode dan apa yang tereduksi di

katode? Tuliskan persamaan reaksinya!

Penyelesaian:

(a) Anode dan katode yang digunakan keduanya adalah karbon.

(b) Elektrolit yang digunakan: larutan CuSO4

(c) Partikel-partikel yang dominan dalam larutan: H2O, Cu2+

, dan SO42

(d) Partikel yang bergerak ke anode: H2O dan SO42

(e) Partikel yang bergerak ke katode: H2O dan Cu2+

(f) Partikel yang teroksidasi: H2O

Reaksi oksidasi: 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e

Contoh Soal 2.22

Suatu larutan N2SO4 dielektrolisis dengan menggunakan elektrode karbon. Tuliskan reaksi-reaksi di

katode dan di anode serta reaksi redoks yang terjadi.

Penyelesaian:

Strategi: Untuk menentukan partikel-partikel yang terlibat dalam reaksi redoks,

1) perhatikan anode yang digunakan.

2) Tentukan partikel-partikel yang ada dalam larutan.

Selanjutnya, tentukan partikel-partikel yang tereduksi di katode dan yang teroksidasi di anode.

Elektrolisis ini menggunakan karbon sebagai anode dan katode. Karena karbon bersifat inert, maka

anode tidak teroksidasi selama elektrolisis berlangsung. Oleh karena itu, proses redoks hanya melibatkan

partikel-partikel yang ada dalam larutan.

Reaksi oksidasi di anode: 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e

Reaksi reduksi di katode: 2H2O(l) + 2e

H2(g) + 2OH(aq) ( 2)

Reaksi redoks: 6H2O(l) 4H+(aq) + 4OH

(aq) + O2(g) + 2H2(g)

atau

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

tereduksi tidak

iteroksidas tidak

)(SONa 42 aq

Na

2

4SO

OH2

)( anode ke

)( katode ke

)( anode ke

)( katode ke tereduksi

iteroksidas

O4H2

39




Kegiatan Mahasiswa 33: Berpikir Kritis

1. Dalam suatu elektrolisis larutan elektrolit menggunakan elektrode logam aktif, misalnya Zn, ternyata

anode yang teroksidasi, sedangkan katode tidak pernah tereduksi. Mengapa demikian?

2. Jika larutan Na2CO3, H2SO4, dan NaOH dielektrolisis menggunakan elektrode inert, apa yang

sebenarnya mengalami reaksi redoks?

3. Jika Anda mengamati adanya logam tembaga yang “katanya dapat diubah” menjadi emas, sebenarnya

proses apa yang terjadi? Apakah benar logam tembaga dapat diubah menjadi emas?


1. Untuk elektrolisis suatu larutan elektrolit, maka dengan mengacu pada data nilai Eored,

a. Tunjukkan bahwa air lebih mudah direduksi daripada ion-ion logam golongan IA dan IIA dalam

Tabel Periodik Unsur. Tuliskan pula reaksi reduksi air yang terjadi.

b. Tunjukkan bahwa selain ion-ion logam golongan IA, IIA, Mg2+

, dan Al3+

dapat direduksi di katode

dan tuliskan beberapa contoh reaksi reduksi yang terjadi.

c. Tunjukkan bahwa Pt, C, dan Au merupakan bahan elektrode inert (sukar teroksidasi) bila digunakan

sebagai anode.

d. Berilah beberapa contoh ion-ion yang teroksidasi di anode bila elektrolisis dilakukan dengan

menggunakan elektrode inert.

e. Berilah beberapa contoh ion-ion yang teroksidasi di anode bila elektrolisis dilakukan dengan

menggunakan elektrode tidak inert.

2. Dengan membandingkan nilai Eored air dengan Eo

red ion-ion SO42

, CO32

, MnO4, dan ClO4

, tunjukkan

bahwa ion-ion tersebut tidak teroksidasi di anode jika dilakukan elektrolisis terhadap larutan yang

mengandung ion-ion tersebut. Tuliskan reaksi oksidasi air yang terjadi. Anda juga dapat menganalisis

berdasarkan bilangan oksidasi atom pusat dalam ion-ion tersebut untuk memperkuat fakta ini.

3. Berdasarkan Soal 1 dan 2 di atas, buatlah bagan alir untuk menunjukkan reaksi oksidasi di anode dan

reduksi di katode yang terjadi dalam elektrolisis terhadap suatu larutan elektrolit.

40




Evaluasi 3:

1. Lengkapilah tabel data elektrolisis berikut:

Elektrolit

Elektrode Reaksi di elektrode

Katode Anode anode Katode

H2SO4(aq) Besi Besi ? ?

Platina Platina ? ?

Ca(OH)2(aq) Karbon Karbon ? ?

AgNO3(aq) Zink Zink ? Ag+(aq) + e

Ag(s)

K2SO4(aq) Platina Platina ? ?

? Zink Zink ? ?

KCl Platina Platina ? ?

? ? ? 2Br(aq) Br2(l) + 2e

Fe

2+(aq) + 2e

Fe(s)

2. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi untuk elektrolisis berikut!

a. larutan NaOH dengan elektrode platina

b. larutan HCl dengan elektrode emas

c. larutan Cu(NO)2 dengan elektrode karbon

d. larutan AgNO3 dengan elektrode perak

3. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi untuk elektrolisis lelehan NaCl dan KBr berikut:

a. dengan menggunakan elektrode platina

b. dengan menggunakan elektrode besi

F. HUKUM FARADAY

Pada tahun 1832, Michael Faraday (1791 – 1867) merumuskan hukum Faraday dari hasil studi

elektrolisis timbal sebagai berikut: Jumlah zat-zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap

elektrode selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam sel.

Berdasarkan hukum ini, maka jumlah listrik dinyatakan dengan satuan faraday (F). Satu faraday

adalah jumlah listrik yang terlibat dalam penangkapan atau pelepasan 1 mol elektron (6,02 1023

e).

1 mol e = 6,02 10

23 e

= 1 F

Satuan jumlah listrik yang lain adalah coulomb (C). Satu coulumb didefinisikan sebagai jumlah

muatan listrik (Q) yang melewati suatu titik ketika arus 1 ampere mengalir selama 1 detik.

Q = i.t

dengan i = arus listrik (ampere) dan t = durasi waktu arus listrik mengalir (detik).

Arus 1 ampere sama dengan muatan 1 coulumb per detik. Satu faraday sama dengan muatan 96485

( 96500) coulumb. Nilai 96500 disebut sebagai tetapan atau bilangan Faraday (F).

1 ampere = detik

coulumb 1 atau 1 A = 1 C/det

41




1 faraday = 1 mol e = 6,02 10

23 e = 96500 coulomb

F = 96500

Oleh karena itu, dengan mengetahui jumlah mol elektron yang terlibat, maka banyaknya zat yang

dihasilkan selama proses elektrolisis dapat ditentukan. Sebagai contoh, untuk elektrolisis yang

menghasilkan reaksi reduksi: Fe2+

(aq) + 2e Fe(s), maka:

2 mol elektron menghasilkan 1 mol Fe

1 mol elektron menghasilkan ½ mol Fe

6,02 1023

elektron menghasilkan ½ mol Fe

1 F menghasilkan ½ mol Fe

96500 C menghasilkan ½ mol Fe

Selain itu, karena Q untuk 1 mol e = 96500 C = F, maka Q untuk n mol e

= nF. Jadi, muatan listrik

yang dibutuhkan untuk elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah mol elektron.

Q = nF

dengan n = jumlah mol elektron (mol) dan F = muatan listrik per 1 mol elektron (coulomb/mol)

1. Hubungan antara Massa dengan Muatan

Hukum Faraday dapat digunakan untuk menentukan massa zat-zat yang terlibat dalam reaksi redoks.

Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan muatan listrik yang

digunakan selama elektrolisis. Dalam reaksi reduksi atau oksidasi,

1) jumlah mol pereaksi maupun produk reaksi berbanding lurus dengan jumlah mol elektron yang

terlibat.

2) Jumlah mol elektron berbanding lurus dengan muatan listrik (Q).

3) Jumlah mol pereaksi maupun produk reaksi juga berbanding lurus dengan masing-masing

massanya (m).

Oleh karena itu, massa pereaksi maupun produk reaksi berbanding lurus dengan muatan listrik.

m Q i.t

Contoh Soal 2.23

Berapa massa gas Cl2 yang dihasilkan dari elektrolisis larutan NaCl dengan arus 12 A selama 11 menit?

Penyelesaian:

NaCl(aq) Na+(aq) + Cl

(aq)

Gas Cl2 diperoleh dari reaksi oksidasi Cl: Cl

(aq) Cl2(g) + 2e

Strategi:

Q = i.t = (12 A)(11 menit 60 detik/menit) = (12 A)(660 detik) = 7920 C.

eMuatan e Mol 2Cl Mol 2Cl Massa

42




encer NaClLarutan

karbonElektrode

Untuk reaksi-reaksi yang melibatkan gas, maka jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi

berbanding lurus dengan volume gas. Oleh karena itu, volume gas berbanding lurus dengan muatan listrik

yang digunakan selama elektrolisis berlangsung.

V Q i.t

Contoh Soal 2.24

Pada percobaan elektrolisis larutan natrium klorida encer, elektrolisis

dilakukan selama 2 menit dengan menggunakan arus listrik 2 A.

(a) Gas-gas apa yang dihasilkan di setiap elektrode?

(b) Berapakah volume teoretik gas yang dihasilkan pada keadaan

standar?

Penyelesaian:

(a) NaCl(aq) Na+(aq) + Cl

(aq)

Di katode, Na+ tidak tereduksi

Reaksi di anode: 2Cl(aq) Cl2(g) + 2e

Reaksi di katode: 2H2O(l) + 2e

H2(g) + 2OH(aq)

Jadi, di anode dihasilkan gas Cl2 dan di katode dihasilkan gas H2.

(b) Strategi:

Q e = i.t = (2,0 A)(2 60 60 detik) = 14000 C

mol e =

e /molC 96500

C 14000= 0,145 mol

mol Cl2 = mol H2 = ½ mol e = 0,0725 mol

V (Cl2) = V (H2) = (0,0725 mol)(22,4 L/mol) = 1,624 L

Jadi, volume gas = 2(1,624 L) = 3,248 L

2. Hubungan antara Massa dengan Massa Ekivalen

Hukum Faraday juga dapat digunakan untuk menentukan massa zat-zat yang terlibat dalam reaksi redoks

berdasarkan massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi. Massa zat pereaksi maupun produk

reaksi redoks berbanding lurus dengan massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi yang

terlibat dalam proses elektrolisis. Jika massa ekivalen dinyatakan dengan mek, maka:

m mek

eMuatan e Mol 22 HCl gas Mol 22 HCl gas V

eMuatan e Mol

2Cl Mol

2Cl Massa

(gram) Cl Massa 2 C 7920

C 96500

e mol 1

e mol 2

Cl mol 1 2 gram 2,9Cl mol 1

Cl g 71

2

2

43




Anode Katode

larutTembaga

tembagaEndapan

Pengotor

Massa ekivalen adalah massa atom atau massa molekul per jumlah elektron yang dilepaskan atau

diterima dalam reaksi redoks. Jika massa atom atau massa molekul dinyatakan sebagai massa molar (Mm),

maka massa ekivalen adalah massa molar pereaksi atau produk reaksi dibagi dengan perubahan bilangan

oksidasi dalam satuan mol1

(x).

x

Mm mek

Sebagai contoh, untuk reaksi: Ag+(aq) + e

Ag(s), mek

Ag =

1/mol

g/mol 108= 108 g

Fe2+

(aq) + 2e Fe(s), mek Fe =

2/mol

g/mol 56= 28 g

Hubungan antara massa dengan muatan dan massa ekivalen dinyatakan sebagai:

96500

.ek Qmm

Contoh Soal 2.25

Gambar di sebelah kanan menunjukkan pemurnian tembaga

secara elektrokimia.

(a) Tuliskan reaksi yang terjadi di anode dan di katode!

(b) Berapa gram tembaga (Ar Cu = 63.5) yang mengendap di

katode jika larutan CuSO4 dielektrolisis dengan arus 0,2

ampere selama 2 jam?

(c) Berapa gram logam tembaga (anode) yang teroksidasi?

Penyelesaian:

(a) Reaksi di anode: Cu(s) Cu2+

(aq) + 2e

Reaksi di katode: Cu2+

(aq) + 2e Cu(s)

(b) Di katode, Cu2+

menerima 2e, sehingga massa ekivalen (mek) Cu = 63,5/2 g

mCu (gram) = 96500

.mek i.t =

A.detik 96500

detik) (2.60.60A) .(0,2g) 2(63,5 .= 0,47 gram

(c) Massa tembaga yang teroksidasi di anode = massa tembaga yang terbentuk di katode = 0,47 gram


Gunakan persamaan Q = nF dan hubungan antara m dengan Q dan mek untuk membuktikan bahwa:

96500

.ek Qmm

Hukum Faraday juga dapat diterapkan untuk penentuan massa zat-zat dari elektrolisis beberapa sel

yang tergabung secara seri (Gambar 2.21). Dalam sel gabungan ini, muatan listrik yang masuk ke dalam

setiap sel adalah sama sehingga perbandingan massa zat yang dihasilkan pada setiap elektrode

berbanding lurus dengan massa ekivalennya. Oleh karena itu, untuk elektrolisis sel gabungan seri:

44




(II)

(I)

(II)

(I)

ek

ek

m

m

m

m

dengan I dan II berturut-turut adalah elektrode di sel I dan elektrode yang sama di sel II.

Gambar 2.21 Sel elektrolisis yang tergabung seri. Dalam elektrolisis ini,

muatan listrik yang digunakan oleh setiap sel adalah sama.

Sebagai contoh, jika sel I, II, dan III berturut-turut berisi larutan CuSO4, AgNO3, dan NaCl, perbandingan

massa Cu dengan massa Ag yang mengendap di setiap katodenya setelah elektrolisis adalah:

Ag

Cu

Ag

Cu

ek

ek

m

m

m

m

Contoh Soal 2.26

Suatu larutan CuSO4 dan larutan AgNO3 dielektrolisis secara bersamaan dalam dua sel yang digabung

secara seri dengan menggunakan satu sumber listrik. Setelah elektrolisis berlangsung beberapa waktu

diperoleh logam tembaga sebanyak 6,35 gram. Berapa massa logam perak yang dihasilkan? (Ar Cu =

63,5; Ag = 108)

Penyelesaian:

Andaikan sel I berisi larutan CuSO4 dan sel II berisi larutan AgNO3, maka logam Cu dari reduksi ion

Cu2+

mengendap di katode I dan logam Ag dari reduksi ion Ag+ mengendap katode II.

Reaksi reduksi di sel I: Cu2+

(aq) + 2e Cu(s)

Reaksi reduksi di sel II: Ag+(aq) + e

Ag(s)

(Cu)

(Ag)

(Cu)

(Ag)

ek

ek

m

m

m

m

m(Ag) = (Cu)(Cu)

(Ag)

ek

ek mm

m = g 6,35

g (63,5/2)

g (108/1) = 21,6 g

Jadi, logam perak yang dihasilkan sebanyak 21,6 gram.

Cara lain:

Karena muatan listrik yang mengalir dalam kedua sel adalah sama, maka jumlah elektron yang mengalir

dalam kedua sel juga sama, sehingga ersamaan reaksi reduksi di katode II harus dikalikan dengan 2.

Reaksi reduksi di sel I: Cu2+

(aq) + 2e Cu(s)

Reaksi reduksi di sel II: 2Ag+(aq) + 2e

2Ag(s)

Dengan demikian, mol Ag : mol Cu = 2 : 1

mol Ag = 2 mol Cu = 2 g/mol 63,5

g 6,35= 0,2 mol

massa Ag = (0,2 mol)(108 g/mol) = 21,6 g

I Sel II Sel III Sel

45




Baterai Saklar

Katode Anode

Pemanas

Hukum Faraday juga berlaku untuk sel-sel yang tidak tergabung, tetapi semua sel menggunakan

sumber listrik dengan muatan yang sama.

Contoh Soal 2.27

Sebanyak 5,6 gram logam besi diperoleh dari elektrolisis larutan FeSO4 selama beberapa waktu. Jika

sumber listrik dengan kapasitas yang sama digunakan untuk elektrolisis larutan CuSO4 dengan durasi

waktu yang sama, berapakah massa logam tembaga yang diendapkan di katode? (Ar Fe = 56; Cu = 63,5)

Penyelesaian:

Karena kapasitas dan durasi elektrolisis untuk kedua larutan sama, maka muatan listrik yang digunakan

untuk elektrolisis kedua larutan adalah sama.

Oleh karena itu, (Fe)

(Cu)

(Fe)

(Cu)

ek

ek

m

m

m

m

Reaksi reduksi di sel I: Fe2+

(aq) + 2e Fe(s)

Reaksi reduksi di sel II: Cu2+

(aq) + 2e Cu(s)

m(Cu) = (Fe)(Cu)

(Fe)

ek

ek mm

m = g 5,6

g (56/2)

g (63,5/2) = 6,35 g

Jadi, massa tembaga yang diendapkan di katode adalah 6,35 gram.


Dengan menggunakan rumus:96500

.ek Qmm , buktikan bahwa untuk elektrolisis larutan dalam sel I dan sel

II yang digabung secara seri, perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan di katode I dengan katode II

adalah:

(II)

(I)

(II)

(I)

ek

ek

m

m

m

m

Evaluasi 4

Gambar berikut menunjukkan elektrolisis lelehan natrium klorida

pada keadaan standar. Pada elektrolisis ini diperoleh gas klorin

sebanyak 60 mL.

a. Berapa jumlah mol gas klorin yang dihasilkan.

b. Berapa massa natrium yang terbentuk? (Ar Na = 23)

c. Jika elektrolisis dilakukan dengan menggunakan arus 3,0 A,

berapa lama waktu yang diperlukan untuk menghasilkan 60

mL gas klorin?

G. APLIKASI ELEKTROKIMIA

1. Aplikasi Sel Volta/Galvani

Anda tentu sudah familier bahwa baterai merupakan sumber energi yang banyak digunakan dalam

peralatan yang memerlukan energi listrik. Bagaimana prinsip kerja elektrokimia baterai?

46




Baterai adalah sel volta yang tersusun dari elektrode dan elektrolit yang dikemas dalam satu sistem

seberhana sehingga mudah dibawa (portable). Ada tiga jenis baterai yang saat ini telah dikembangkan

dan banyak dimanfaatkan sebagai sumber energi, yaitu baterai primer, sekunder, sel bahan bakar (fuel

cell). Selain itu, sel volta juga banyak dikembangkan dalam analisis secara potensiometri menggunakan

elektrode selektif ion (ESI).

a. Baterai primer

Baterai primer adalah baterai yang tidak dapat diisi ulang, sehingga jika kerja elektrokimia sel ini telah

habis (mati), baterai ini tidak dapat digunakan lagi. Contoh baterai jenis ini adalah sel kering, baterai

alkalin, merkuri, dan perak.

1) Sel kering atau sel LeClance

Baterai ini ditemukan sejak tahun 1800 dan banyak digunakan sehari-hari di hampir setiap rumah,

misalnya sebagai sumber listrik untuk lampu sorot (Gambar 2.22). Baterai ini berupa kaleng zink yang

berisi pasta campuran MnO2, NH4Cl, ZnCl2, H2O, dan serbuk grafit untuk meningkatkan konduktivitas.

Kaleng zink sekaligus berfungsi sebagai anode. Adapun batang grafit berfungsi sebagai katode.

Selama baterai ini berfungsi, di dalam sel terjadi reaksi sebagai berikut:

1) Di anode, oksidasi: Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e

2) Di katode, reduksi MnO2 melalui beberapa tahap yang melibatkan Mn2+

dan reaksi asam-basa antara

NH4+ dengan OH

. Reaksi reduksi di katode sebenarnya berlangsung sangat kompleks.

2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e

Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

Ammonia (NH3), yang sebagian berupa gas, membentuk kompleks dengan ion Zn2+

yang mengkristal

ketika bertemu dengan ion Cl.

Zn2+

(aq) + 2NH3(aq) + 2Cl(aq) Zn(NH3)2Cl2(s)

Reaksi sel keseluruhan:

2MnO2(s) + 2NH4+Cl(aq) + Zn(s) Zn(NH3)2Cl2(s) + Mn2O3(s) + H2O(l) Esel = 1,5 V

Kegunaan: sumber listrik untuk radio jinjing, mainan anak-anak, lampu sorot, dan lain-lain.

Kelebihan: murah, aman, tersedia dalam berbagai ukuran.

Kelemahan: pada arus yang tinggi, produksi NH3 dapan menurunkan tegangan, masa pakai tidak lama

karena anode zink bereaksi dengan NH4+.

2) Baterai alkalin.

Baterai alkalin 1,5 V terdiri dari wadah tertutup rapat berbahan zink yang di dalamnya berisi campuran

MnO2, pasta KOH alkalin, dan air (Gambar 2.23). Wadah zink ini sekaligus berfungsi sebagai anode.

Gambar 2.22 A. Desain sel kering. B. Lampu

sorot dengan sumber listrik 2 baterai kering 1,5 V.

B

Insulator

grafit menutup yang MnO Pasta 2

24 dan ZnCl ClNH Pasta

Znlogam Kaleng

A

47




Adapun gatang grafit yang berada di tengah-tengahnya berfungsi sebagai katode. Reaksi yang terjadi

dalam sistem baterai ini adalah sebagai berikut:

Anode (oksidasi): Zn(s) + 2OH(aq) ZnO(s) + H2O(l) + 2e

Katode (reduksi): MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e Mn(OH)2(s) + 2OH

(aq)

Reaksi sel: Zn(s) + MnO2(s) + H2O(l) ZnO(s) + Mn(OH)2(s) Esel = 1,5 V

Gambar 2.23 Baterai alkalin. Gambar sebelah kanan menunjukkan

komponen-komponen yang terkandung dalam baterai alkalin. Silberberg, 2007.

Kegunaan: sama dengan sel kering.

Kelebihan: tidak terjadi penurunan tegangan dan masa pakai yang lebih lama daripada sel kering karena

adanya elektrolit alkalin, tersedia dengan berbagai ukuran.

Kekurangan: lebih mahal daripada baterai sel kering.

3) Beterai merkuri dan perak

Baterai merkuri dan perak dikemas dalam bentuk yang sederhana. Kedua baterai ini menggunakan wadah

zink yang sekaligus berfungsi sebagai anode. Sebagai katode, baterai merkuri menggunakan MgO dan

baterai perak menggunakan Ag2O. Kedua baterai ini menggunakan pelapis baja yang mengelilingi

katode. Pereaksi padat dikemas dengan KOH dan dipisahkan dengan kertas basah. Reaksi-reaksi yang

terjadi dalam kedua sistem baterai adalah sebagai berikut:

Anode (oksidasi): Zn(s) + 2OH(aq) ZnO(s) + H2O(l) + 2e

Katode (reduksi): Baterai merkuri: HgO(s) + H2O(l) + 2e Hg(l) + 2OH

(aq)

Baterai perak: Ag2O(s) + H2O(l) + 2e 2Ag(s) + 2OH

(aq)

Reaksi sel baterai merkuri: Zn(s) + HgO(s) ZnO(s) + Hg(l) Esel = 1,3 V

Reaksi sel baterai perak: Zn(s) + Ag2O(s) ZnO(s) + 2Ag(s) Esel = 1,6 V

Kedua baterai ini dikonstruksi dengan ukuran kecil. Baterai merkuri sering dalam kalkulator

(Gambar 2.24). Adapun bateri perak banyak digunakan dalam jam dan alat bantu dengar. Kekurangan

kedua jenis baterai ini adalah dalam hal toksisitas merkuri dan mahalnya sel perak.

Gambar 2.24 Baterai merkuri. Bagian kanan adalah komponen-komponen dalam sistem baterai merkuri.

Kelebihan: ukuraan kecil, potensial besar, perak tidak beracun.

Kekurangan: merkuri beracun, perak mahal

)(bermuatan grafit katode Pentol

pelapis Baja

KOH pasta dalam MnO2

ZnAnode

grafit Batang

emisah adsorben/pLapisan

)(bermuatan Penutup

anode sebagai Penutup

katode sebagai Kaleng

(anode) KOH jel dalamZn

Gasket

(katode)grafit dalam OAgPelet 2

Pemisah

48




b. Baterai sekunder (dapat diisi ulang)

baterai dapat isi-ulang (rechargeable) dapat diisi ulang bila energi yang tersimpan sudah habis terpakai.

Pengisian baterai ini dapat dilakukan dengan mengisi energi listrik melalui pembalikan reaksi dan

pembentukan ulang pereaksi. Dengan kata lain, sel volta secara periodik dibalik menjadi sel elektrolisis.

Itulah sebabnya baterai jenis ini disebut sebagai baterai sekunder. Baterai sekunder yang paling banyak

dipakai sebagai baterai mobil. Dua jenis bateri sekunder yang relatif baru adalah baterai hidrida logam-

nikel dan baterai ion-litium.

1) Baterai asam-timbal (aki)

Aki memiliki enam sel yang terhubung secara seri dengan kapasitas total 12 V. Setiap sel memiliki

kapasitas 2,0 V. Setiap sel mengandung dua kisi (grid) timbal yang berfungsi sebagai elektrode, yang

satu adalah Pb sebagai anode dan yang satunya lagi PbO2 sebagai katode. Kedua elektrode ini direndam

dalam larutan elektrolit H2SO4 4,5 M. Di antara kedua elektrode dipasang lembaran serat kaca

(fiberglass) untuk mencegah kerusakan (Gambar 2.24).

Gambar 2.24 Baterai asam-timbal (aki). Kedua elektrode mengandung timbal (Pb). Ketika reaksi redoks

berlangsung, kedua elektrode menghasilkan PbSO4 yang melapisi kedua elektrode.

Ketika sel beroperasi, sel ini berkerja sebagai sel volta menghasilkan energi listrik yang berasal dari

reaksi-reaksi berikut:

Anode (oksidasi): Pb(s) + HSO4(aq) PbSO4(s) + H

+(aq) + 2e

Katode (reduksi): PbO2(s) + 3H+(aq) + HSO4

(aq) + 2e

PbSO4(s) + 2H2O(l)

Reaksi sel: Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Ketika aki diisi ulang, sel ini bekerja sebagai sel elektrolisis. Energi listrik dari sumber listrik

digunakan untuk membangkitkan reaksi redoks. Oleh karena itu, reaksi setengah-sel dan reaksi redoks

berlangsung dengan arah yang sebaliknya. Fungsi katode berubah menjadi anode dan sebaliknya anode

berubah menjadi katode. Reaksi keseluruhan ketika dilakukan pengisian ulang:

2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq)

2) Baterai hidrida logam-nikel (nickel-metal Hidryde Battery, battery Ni-MH)

Salah satu alasan yang mendasari pembuatan baterai jenis ini adalah bahaya toksik dari baterai nikel-

kadmium (nikad). Dalam baterai Ni-MH, setengah-reaksi di anode mengoksidasi hidrogen yang

terabsorpsi dalam paduan logam (dilambangan sebagai M, misalnya LaNi5) dalam elektrolit basa (KOH),

sedangkan nikel(III) dalam bentuk NiO(OH) direduksi di katode (Gambar 2.25).

Anode (oksidasi): MH(s) + OH(aq) M(s) + H2O(l) + e

Katode (reduksi): NiO(OH)(s) + H2O(l) + e Ni(OH)2(s) + OH

(aq)

Reaksi sel: MH(s) + NiO(OH)(s) M(s) + Ni(OH)2(s) Esel = 1,4 V

2PbO berisi timbalkisi:)( Katode

Pb karang berisi timbalkisi:)( Anode

42SOH Elektrolit

49




Gambar 2.25 Baterai hidrida logam-nikel.

Selama pengisian ulang, reaksi sel berlangsung dengan arah yang terbalik.

Baterai Ni-MH banyak digunakan dalam unit kamera, pisau cukur tanpa kabel, dan alat pengebor.

Baterai jenis ini memiliki tenaga yang kuat, ringan, dan nontoksik. Baterai ini harus dimatikan selama

penyimpanan dalam jangka waktu yang relatif lama.

3) Baterai ion-Litium

Baterai ini terdiri anode atom litium (Li) yang terletak di antara lembaran-lembaran grafit (dilambangkan

sebagai LixC6), katode litium logam oksida, misalnya LiMn2O4 atau LiCoO2, dan elektrolit LiPF6 1 M

dalam pelarut organik. Elektron mengalir melewati sircuit, sedangkan ion-ion Li+ yang tersolvasi

mengalir dari anode ke katode di dalam sel (Gambar 2.25). Reaksi sel yang terjadi adalah sebagai berikut:

Anode (oksidasi): LixC6 xLi+ + xe

+ C6(s)

Katode (reduksi): Li1xMn2O4(s) + xLi+ + xe

LiMn2O4(s)

Reaksi sel: Li1xMn2O4(s) + LixC6 LiMn2O4(s) + C6(s) Esel = 3,7 V

Reaksi sel berlangsung dengan arah terbalik selama pengisian ulang.

Gambar 2.26 Baterai ion-litium. Baterai jenis ini banyak digunakan dalam laptop.

Baterai jenis ini banyak digunakan dalam komputer laptop tanpa kabel, handphone, dan lain-lain.

Kegiatan Mahasiswa 38: Kajian Literatur dan Desain Sumber Listrik

Industri baterai kini berkembang sangat cepat seiring dengan perkembangan teknologi dan komunikasi.

Untuk memperkuat konsep dan menambah wawasan, carilah informasi lain mengenai jenis-jenis baterai

dan sel bahan bakar dari berbagai literatur yang saat ini banyak digunakan. Berdasarkan pengetahuan

Anda, cobalah desain sumber-sumber energi listrik lain yang bekerja berdasarkan proses galvani.

(anode) NiO(OH)Pemisah

(katode) MHInsulator

Gasket

panaspenurun

Tabung

Anode

grafitdalam Li

Katode

42OLiMn

323

6

CO)(CHdalamLiPF

Elektrolit

50




kering selBaterai

karbon Katode

Pemisah

2MnOdan karbon Campuran

zink Anode

lampu Bola

2

2

4

MnOdan ,ZnCl

Cl,NH Pasta

karbon Katode

Pemisah

2MnOdan karbon Campuran

zink Anode

2

2

4

MnOdan ,ZnCl

Cl,NH Pasta

ee

e

e

ee

Kegiatan Mahasiswa 39: Berfikir Kritis

Carilah informasi mengenai baterai pada gambar di sebelah kanan dan

tunjukkan komponen-komponen yang terkandung dalam sistem sel serta proses

redoks yang terjadi ketika baterai tersebut digunakan. Mengapa baterai jenis ini

dapat mengalami kebocoran setalah digunakan beberapa waktu?

Contoh Soal 2.28

Sel kering 1,6 V adalah salah satu jenis baterai primer yang dapat

digunakan sebagai sumber energi listrik untuk menyalakan lampu.

Komponen-komponen sel kering dan sebuah lampu digambarkan

seperti pada gambar di sebelah. Tuliskan reaksi-reaksi yang terjadi

dan gambarkan arah aliran elektron ketika lampu yang terhubung

dengan sel kering menyala!

Penyelesaian:

Ketika lampu menyala, dalam baterai terjadi reaksi-reaksi sebagai berikut:

Anode zink, yang sekaligus berfungsi sebagai wadah kaleng, mengalami reaksi oksidasi.

Reaksi oksidasi di anode: Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e

Di katode karbon, ion ammonium mengalami reduksi sebagai

berikut: 2NH4+(aq) + 2e

2NH3(g) + H2(g)

Reaksi redoks:

Zn(s) + 2NH4+(aq) Zn

2+(aq) + 2NH3(g) + H2(g)

Esel = 1,6 V

Gas H2 yang terbentuk selanjutnya dioksidasi oleh MnO2

dalam sel untuk mencegah pengumpulan H2 di katode yang dapat

menghentikan reaksi redoks.

H2(g) + MnO2(s) 2MnO(OH)(s)

Gas NH3 yang terbentuk bergabung dengan Zn2+

membentuk senyawa kompleks [Zn(NH3)4]2+

Zn2+

(aq) + 4NH3(g) [Zn(NH3)4]2+

Elektron mengalir dari anode menuju katode melawati lampu sehingga lampu dapat menyala.

c. Elektrode Selektif Ion (ESI)

Elektrode ini banyak digunakan untuk pengukuran ion-ion dalam sampel dengan batas deteksi yang

rendah hingga 1012

M, selektivitas yang tinggi, dan rentang daerah pengukuran yang lebar. Karena

selektivitasnya yang tinggi pengukuran ion-ion, maka pengukuran ion-ion tidak perlu melalui proses

pemisahan. Pengukuran dapat langsung diterapkan dalam larutan sampel. Sebagai contoh, pH meter

mampu mengukur ion H+ langsung dalam larutan sampel secara akurat tanpa ada gangguan yang berarti

oleh adanya ion-ion lain dalam rentang konsentrasi 1012

– 0,1 M atau pH 1,00 –12,00 (Gambar 2.27).

Pengukuran ion-ion dengan ESI didasarkan pada persamaan Nernst yang menunjukkan hubungan

langsung antara potensial sel dengan konsentrasi ion analit. Potensial sel terukur berada dalam skala

milivolt, sehingga pengukuran ion-ion dengan menggunakan ESI tidak memerlukan sampel dengan

jumlah yang banyak. Pengukuran cukup dilakukan dengan 2 – 10 mL larutan sampel saja, sehingga biaya

analisis sangat murah tetapi akurat.

51




Gambar 2.27 Contoh pH-meter.

Sebelah kanan adalah tiga buah

elektrode sensor pH.

ESI yang hingga kini banyak dikembangkan memiliki dua

model, yaitu model tabung dan model kawat terlapis. Respon

potensial berasal dari reaksi kesetimbangan antara ion analit dalam

larutan sampel dengan ion yang sama dalam larutan internal atau

dalam membran. Saat ini hampir semua ESI sudah dapat

dioperasikan secara digital baik yang tersambung dengan komputer

maupun yang terpisah.

Selain di bidang kimia analitik, ESI banyak diterapkan dalam

bidang medis dan kedokteran, misalnya untuk penentuan kadar gula

darah dan beberapa aplikasi lain yang terlihat sederhana, praktis,

tetapi akurat. Materi ESI secara khusus akan Anda pelajari di

Perguruan Tinggi. Anda juga akan menjumpai metode-metode

analisis lain yang menerapkan prinsip-prinsip elektrokimia seperti

voltametri, amperometri, koulometri, dan konduktometri.

2. Aplikasi Sel Elektrolisis

Proses elektrolisis banyak digunakan dalam industri logam untuk pemurnian dan pemisahan logam dari

berbagai sumber. Pada umumnya, logam-logam diperoleh dari sampel bijih logam yang banyak

mengandung pengotor ikutan. Sebagai contoh, pemurnian tembaga dan pemisahan aluminium lebih

dalam industri kedua logam ini lebih efektif menggunakan proses elektrolisis.

a. Pemurnian tembaga

Tembaga banyak dijumpai dalam bijih kalkopirit, CuFeS2, suatu campuran senyawa sulfida dari FeS dan

CuS. Kebanyakan deposit bijih ini mengandung kurang dari 0,5% massa Cu. Pemisahan tembaga yang

jumlahnya sedikit ini memerlukan beberapa tahap hingga diperoleh tembaga dengan kemurnian yang

layak untuk kawat, karena penggunaan tembaga yang paling penting adalah sebagai kawat.

Setelah pemisahan besi(II) sulfida dan mereduksi tembaga(II) sulfida, tembaga yang diperoleh harus

dimurnikan untuk menghilangkan pengotor-pengotor yang tidak diinginkan seperti Fe, Ni, Ag, Au, dan

Pt. Pengotor-pengotor ini dipisahkan dan diolah untuk keperluan penting yang lain. Pemurnian ini

melibatkan proses penyulingan secara elektrokimia (electrorefining) untuk mengoksidasi Cu menjadi ion

Cu2+

dalam larutan, diikuti dengan reduksi ion-ion ini menjadi logam Cu yang terlapis di katode (Gambar

2.28). Untuk melakukan proses ini, tembaga tak murni ditempa menjadi pelat dan ditempatkan sebagai

anode. Tembaga lain yang masih murni ditempatkan sebagai katode. Kedua elektrode ini direndam ke

dalam larutan CuSO4 asam dan diberi potensial terkontrol untuk proses elektrolisis. Dalam elektrolisis ini

terjadi dua proses sekaligus, yaitu:

1) Oksidasi Cu dan pengotor-pengotor yang lebih aktif (Fe dan Ni). Adapun pengotor-pengotor yang

kurang aktif (Ag, Au, dan Pt) tidak teroksidasi. Ketika lempeng anode bereaksi, logam-logam yang

tidak teroksidasi rontok sebagai “lempung anode” dan dimurnikan secara tersendiri.

2) karena Cu kurang aktif dibandingkan dengan Fe dan Ni (pengotor), maka ion-ion Cu2+

direduksi di

katode, tetapi ion-ion Fe2+

dan Ni2+

tetap tinggal dalam larutan.

Logam tembaga yang diperoleh melalui electrorefining ini memiliki kemurnian 99,9%.

52




b. Pemisahan aluminium

Aluminium, logam dengan jumlah yang paling melimpah di bumi, ditemukan dalam banyak mineral

aluminosilikat. Beberapa mineral ini berubah menjadi bauksit. Pada umumnya, pemisahan aluminium

dilakukan melalui proses dua tahap yang menggabungkan beberapa tahap pemisahan secara fisik dan

kimia. Pertama, pemisahan mineral aluminium oksida, Al2O3, dari bauksit. Kedua, yang menjadi fokus

kita di sini, pengubahan oksida tersebut menjadi logam aluminium.

Aluminium merupakan reduktor kuat yang terbentuk dari larutannya di katode. Jadi, oksida

aluminium harus dielektrolisis. Namun demikian, karena titik leleh Al2O3 sangat tinggi (2030 oC), oksida

ini terlebih dahulu harus dilarutkan dalam kriolit (Na3AlF6) agar diperoleh campuran yang dapat

dielektrolisis pada suhu 1000 oC. Tahap elektrolisis ini, disebut sebagai proses Hall-Heroult, dilakukan

dalam tungku berlapis-dalam grafit. Lapisan grafit ini sekaligus berfungsi sebagai katode. Anode grafit

direndam ke dalam campuran lelehan Al2O3-Na3AlF6 (Gambar 2.29). Sel elektrolisis beroperasi dengan

tegangan sedang sebesar 4,5 V, tetapi dengan aliran arus listrik yang besar antara 1,0 105 – 2,5 10

5 A.

Beberapa kemungkinan reaksi terjadi melalui rangkaian reaksi berikut:

2Al2O3(s) + 2AlF63

(l) 3Al2O2F42

(l)

B

Gambar 2.28 Electrorefining tembaga. A. Tembaga disuling secara elektrokimia menggunakan lempeng

tembaga tak murni sebagai anode dan lempeng-lempeng tembaga murni sebagai katode. Ion Cu2+

yang

dilepaskan dari anode direduksi menjadi Cu dan terlapis di katode. Lumpur anode mengandung logam-logam

lain yang bernilai tinggi. B. Bagian kecil fasilitas industri electrorefining tembaga.

Gambar 2.29 Sel elektrolisis pada pabrik

aluminium. Al2O3 yang dimurnikan dicampur

dengan kriolit (Na3AlF6) dan dilelehkan.

Reduksi pada pelapis tungku grafit (katode)

menghasilkan lelehan Al. Oksidasi pada

batang grafit (anode) secara perlahan-lahan

mengubah campuran menjadi CO2.

A

murniTembaga

anodeLumpur

asamCuSOLarutan

4 murnitak Tembaga

2e Cu 2 Cu)( Anode

)( Katode

2e Cu 2Cu

listrikSumber

)( )(

)(grafit batang Anode

C 8F FOAl2

422 4e CO 2AlF 2

3

6

)(grafit lapis Katode

3e AlF3

6 6F Al

63

32

AlFNalelehan dalam dilarutkan OAl

2CO Gelembung

AlLelehan

53




Al terbentuk di katode melalui reaksi reduksi berikut:

AlF63

(l) + 3e Al(l) + 6F

(l)

Anode grafit teroksidasi membentuk gas CO2 melalui reaksi berikut:

Al2O2F42

(l) + 8F(l) + C(grafit) 2AlF6

3(l) + CO2(g) + 4e

Karena anode turut bereaksi, maka anode grafit harus sering diganti. Gabungan dari ketiga reaksi tersebut

menghasilkan persamaan reaksi redoks sebagai berikut:

2Al2O3(dalam Na3AlF6) + 3C(grafit) 4Al(s) + 3CO2(g)

c. Pelapisan logam (electroplating)

Pelapisan logam antara lain bertujuan untuk memperoleh logam yang lebih aman, memiliki nilai estetika

yang tinggi, lebih kuat, dan awet. Sebagai contoh, sendok dari bahan besi dapat dilapis dengan perak

melalui cara elektrolisis (Gambar 2.30). Sendok yang akan dilapis ditempatkan sebagai katode dan logam

perak sebagai anode. Kedua elektrode dicelupkan ke dalam sel elektrolisis yang berisi larutan NaCN.

Ketika elektrolisis dilakukan, anode Ag teroksidasi dan larut menjadi Ag+. Selanjutnya, ion-ion Ag

+

tereduksi di katode menjadi logam Ag yang terlapis di katode besi.

Reaksi oksidasi di anode: Ag(s) Ag+(aq) + e

Reaksi reduksi di katode: Ag+(aq) + e

Ag(s) (melapis katode Fe)

Reaksi redoks: Ag(s) + Ag+(aq) Ag

+(aq) + Ag(s)

Reaksi oksidasi Ag dipercepat oleh pembentukan senyawa kompleks Ag(CN)2 melalui reaksi:

Ag+(aq) + 2CN

(aq) Ag(CN)2

(aq)

d. Elektrolisis air

Gas hidrogen dan oksigen dapat diperoleh melalui proses elektrolis asam kuat encer seperti H2SO4 encer

menggunakan elektrode inert, misalnya platina (Gambar 2.31). Di anode, ion SO4 tidak teroksidasi,

tetapi molekul air yang teroksidasi. Adapun di katode, ion H+ tereduksi menjadi gas H2. Proses ini

berlangsung melalui reaksi-reaksi berikut:

Reaksi oksidasi di anode: 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e

Reaksi reduksi di katode: 2H+(aq) + 2e H2(g) ( 2)

Reaksi redoks: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)

perakAnode

besiKatode

CNdan ,Na ,AgmengandungAir

listrikSumber

A B

Gambar 2.30 Pelapisan sendok besi

dengan perak. A. Elektrolisis dilakukan

dengan potensial listrik luar lebih dari 1,24

V. B. Sendok besi terlapis perak (kiri) dan

sendok besi asal (kanan).

International Silver Plating, Inc.,

54




Dengan potensial listrik luar, elektrolisis H2SO4 encer akan menghasilkan gas H2 di katode dan gas O2 di

anode. Jadi, elektrolisis yang terjadi sama dengan elektrolisis air murni.

PERLU ANDA TAHU ...

REAKSI REDOKS PADA TURUNAN HIDROKARBON

Struktur Lewis berperan penting dalam penggambaran reaksi redoks yang terjadi pada molekul-molekul

rumit seperti molekul-molekul organik. Sebagai contoh, reaksi antara alkohol, CH3CH2OH, dengan ion

dikromat, Cr2O72

, dalam media asam berlangsung melalui persamaan reaksi sebagai berikut:

CH3CH2OH(g) + Cr2O72

(aq) + H+(aq) CH3COOH(aq) + Cr

3+(aq) + H2O(l)

Reaksi ini biasanya digunakan untuk penentuan kandungan alkohol pada seseorang menggunakan

Breathanalyser. Untuk menentukan bilangan oksidasi atom C pada CH3CH2OH dan CH3COOH dapat

digunakan struktur Lewis seperti pada Gambar 2.32.

Gambar 2.32 Oksidasi etanol menjadi asam asetat.

Dengan menganggap bahwa gugus CH3 memiliki bilangan oksidasi total sama dengan nol, maka

atom C pada gugus gugus CH3 memiliki bilangan oksidasi 3. Dengan anggapan yang sama, maka

bilangan oksidasi atom C pada gugus CH2OH adalah 1 dan pada gugus COOH adalah +3. Dengan

demikian, karena bilangan oksidasi atom C pada gugus-gugus fungsi berubah dari 1 menjadi +3, reaksi

oksidasi terjadi melalui pelepasan 4 elektron:

Oksidasi: CH3CH2OH CH3COOH + 4e

Reaksi redoks ini dapat disetarakan dengan menggunakan cara setengah-reaksi sebagai berikut:

Tahap I: setengah-reaksi oksidasi: CH3CH2OH CH3COOH

Setengah-reaksi reduksi: Cr2O72

2Cr3+

C C O HH

H H

H H

1

1

1

1

1

1

1

1

1

12 2

2

133 3

Etanol asetat Asam

C C O HH

H

H

O

Gambar 2.31 Elektrolisis air.

Elektrolisis H2SO4 encer dengan

menghasilkan gas H2 di katode

dan gas O2 di anode.

Pt Katode

Pt Anode

encerSOH 42

55




Tahap II: Penyetaraan jumlah atom O dan H dalam suasana asam.

H2O + CH3CH2OH CH3COOH + 4H+

14H+ + Cr2O7

2 2Cr

3+ + 7H2O

Tahap III: Penyetaraan jumlah muatan

H2O + CH3CH2OH CH3COOH + 4H+ + 4e ( 3)

6e + 14H+ + Cr2O7

2 2Cr

3+ + 7H2O ( 2)

3H2O + 3CH3CH2OH + 28H+ + 2 Cr2O7

2 3CH3COOH + 12H

+ + 4Cr

3+ + 14H2O

Disederhanakan menjadi: 3CH3CH2OH + 14H+ + 2 Cr2O7

2 3CH3COOH + 4Cr

3+ + 11H2O

H. MENYADARI PENTINGNYA INOVASI TEKNOLOGI

Kebutuhan akan energi listrik makin hari makin mendesak, sehingga dibutuhkan komitmem yang kuat

untuk memacu rekayasa energi melalui pengembangan sumber energi listrik alternatif yang lebih hemat

dan mudah digunakan. Teknologi baterai rechargeable harus terus dikembangkan seiring dengan

penemuan beberapa sumber energi alternatif pengganti bahan bakar minyak yang makin beragam.

Kreativitas pengembangan teknologi sumber listrik berbasis elektrokimia akan mengangkat kemandirian

kita dan mengurangi ketergantungan pada teknologi-teknologi sejenis dari negara lain.

Negara kita diberi anugerah oleh Tuhan dengan kandungan mineral yang melimpah dan potensial

sebagai sumber devisa negara. Jika mineral-mineral ini dapat diolah secara benar, negara kita akan

menjadi negara yang makmur sebagai produsen logam-logam mulia maupun logam-logam lain yang

bernilai ekonomi tinggi. Teknologi elektrokimia dapat dikembangkan untuk proses pemisahan dan

pemurnian logam-logam potensial dari bijih logam yang melimpah di Indonesia, sehingga meningkatkan

nilai tambah dan nilai ekonomi logam-logam tersebut. Industri elektronik berbasis semikonduktor

memerlukan suplai logam-logam metaloid sebagai bahan baku. Teknologi elektrokimia juga lebih efisien

diterapkan dalam pengolahan logam-logam mulia yang bernilai tinggi. Dengan penguasaan teknologi

berbasis elektrokimia, kita dapat mengekstrak, mengolah, dan memberdayakan semua logam potensial

yang melimpah di negara kita.

Teknologi elektrokimia juga dapat dikembangkan untuk proses produksi gas-gas murni seperti gas

oksigen dan hidrogen. Gas oksigen murni banyak dibutuhkan untuk penangan kesehatan di dunia medis

dan kedokteran serta untuk memenuhi kebutuhan beberapa industri. Gas nitrogen dan unsur-unsur

halogen juga dapat diproduksi secara elektrokimia melalui proses elektrolisis.

Teknologi penyepuhan logam (electroplating) merupakan teknologi penting lain yang

dikembangkan berdasarkan proses elektrolisis. Melalui penyepuhan, logam-logam yang kurang menarik

dan mudah rusak dapat dilapis dengan logam lain yang lebih kuat dan bernilai estetika yang tinggi

sehingga lebih aman, nyaman, awet, dan menarik untuk dipakai sesuai keperluan. Industri otomotif dan

rumah tangga banyak menerapkan teknologi elektroplating untuk memproduksi peralatan-peralatan

logam yang lebih baik dan lebih berkualitas dibandingkan dengan logam asalnya.

Pentingnya pengembangan teknologi elektrokimia dalam dunia industri memacu kita untuk

meningkatkan dan memberdayakan potensi sumber daya manusia yang memiliki keahlian dalam bidang

elektrokimia. Pemberdayaan ini menjadi salah satu kunci keberhasilan dalam pengolahan sumber daya

mineral yang melimpah di negara kita maupun produksi sumber energi listrik alternatif yang lebih efisien.

14 11

56




RANGKUMAN

1. Penyetaraan reaksi redoks bertujuan untuk menyetarakan jumlah atom-atom dan jumlah muatan

antara pereaksi dengan produk reaksi. Penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan

cara langsung, cara setengah reaksi (cara ion-elektron), dan cara bilangan oksidasi.

2. Menurut cara setengah-reaksi maupun cara bilangan oksidasi, reaksi redoks disetarakan melalui tahap

penyetaraan jumlah atom-atom yang diikuti dengan penyetaraan jumlah muatan antara pereaksi

dengan produk reaksi. Perbedaannya, dalam penyetaraan menurut cara setengah-reaksi, penyetaraan

jumlah muatan dilakukan melalui penambahan elektron, sedangkan menurut cara bilangan oksidasi,

penyetaraan jumlah muatan dilakukan melalui penambahan ion OH dan H2O.

3. Elektrokimia mempelajari kaitan antara respon listrik dengan reaksi redoks. Prinsip-prinsip

elektrokimia menjadi dasar bagi mekanisme kerja sel volta maupun sel elektrolisis.

4. Sel volta atau sel galvani menggunakan reaksi redoks spontan untuk menghasilkan energi listrik.

Dengan kata lain, sistem bekerja pada lingkungan.

5. Sel elektrolisis menggunakan energi listrik untuk membangkitkan reaksi redoks yang tidak spontan.

Jadi, lingkungan bekerja pada sistem.

6. Baik sel volta maupun sel elektrolisis terdiri dari wadah sel, elektrolit, dan elektrode. Dua jenis

elektrode dengan muatan yang berlawanan adalah anode dan katode. Di anode terjadi reaksi oksidasi

dan di aktode terjadi reaksi reduksi. Pada setengah-reaksi oksidasi di permukaan anode, elektron

dibebaskan oleh zat yang teroksidasi dan meninggalkan sel melewati anode. Pada setengah-reaksi

reduksi di permukaan katode, elektron bergerak ke dalam sel melalui katode dan ditangkap oleh zat

yang tereduksi di dalam sel.

7. Dalam sel volta, komponen-komponen setiap setengah-reaksi ditempatkan dalam dua wadah yang

terpisah (disebut sebagai setengah-sel) yang berisi larutan elektrolit dan sebuah elektrode yang

dicelupkan ke dalamnya. Berdasarkan konvensi, setengah-sel oksidasi ditunjukkan di sebelah kiri dan

setengah-sel reduksi ditunjukkan di sebelah kanan. Dalam sel volta anode bermuatan negatif dan

katode bermuatan positif. Sel volta harus dilengkapi dengan jembatan garam untuk menetralkan

muatan dalam larutan sel kiri dan sel kanan.

8. Untuk mempermudah pemahaman, rangkaian sel volta dinyatakan sebagai notasi sel. Dalam penulisan

notasi sel, Komponen setengah-sel oksidasi ditulis di bagian kiri, sedangkan komponen setengah-sel

reduksi ditulis di bagian kanan. Garis tegak tunggal menunjukkan batas fase. Garis rangkap tegak

menunjukkan jembatan garam yang memisahkan dua setengah-sel. Garis ini merupakan batas fase

pada kedua sisi jembatan garam.

9. Reakasi redoks dalam sel volta menghasilkan potensial sel. Potensial sel standar (Eo

sel), yaitu

potensial yang diukur pada suhu tertentu (biasanya 298 K) dan semua komponen dalam keadaan

standar (yaitu 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan, dan padatan murni untuk elektrode).

57




M 1 Fe2

10. Potensial sel standar (Eosel) adalah beda potensial antara potensial elektrode standar setengah-reaksi

reduksi (Eored (lebih positif), reduksi) dengan potensial elektrode standar setengah-reaksi oksidasi (Eo

red

(lebih negatif) ,oksidasi).

11. Makin besar nilai Eored setengah-sel reduksi, makin besar kecenderungan reaksi reduksi terjadi

sehingga makin lemah sifat reduktor zat tersebut.

12. Korosi merupakan proses galvani alami yang mengakibatkan kerusakan pada konstruksi bangunan

berbasis rangka dan bahan besi. Fakta yang terjadi pada korosi besi adalah:

1) Besi tidak berkarat dalam udara kering.

2) Korosi besi tidak terjadi dalam air tanpa udara, tetapi dapat terjadi dalam air yang mengandung

oksigen.

3) Hilangnya besi dan terbentuknya karat terjadi pada tempat yang berbeda dalam benda yang sama.

4) Korosi besi berlangsung lebih cepat pada pH rendah, dalam larutan elektrolit, dan karena kontak

dengan logam yang kurang aktif.

5) Korosi besi berlangsung lambat ketika besi kontak dengan logam yang lebih aktif.

13. Dalam sel volta maupun sel elektrolisis, oksidasi terjadi di anode dan reduksi di katode, tetapi dengan

arah aliran elektron dan tanda muatan elektrode yang terbalik. Dalam sel elektrolisis, anode

bermuatan positif dan katode bermuatan negatif.

14. Hukum Faraday: Jumlah zat-zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap elektrode selama

elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam sel.

15. Hukum Faraday I: Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan

muatan listrik yang digunakan selama elektrolisis.

16. Hukum Faraday II: Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan

massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi yang terlibat dalam proses elektrolisis.

SUPLEM EN UJI MANDIRI

1. Perhatikan sel volta pada gambar di sebelah kanan dan tunjukkan mana

yang menjadi (a) anode, (b) katode, (c) jembatan garam, (d) elektrode

sumber elektron, (e) elektrode bermuatan positif, dan (d) elektrode

yang massanya bertambah ketika sel volta beroperasi.

2. Apa perbedaan antara elektrode aktif dan pasif? Mengapa elektrode

pasif digunakan? Berilah dua contoh bahan yang dapat digunakan sebagai elektrode pasif?

3. Perhatikan gambar sel volta di sebelah kanan.

a. Ke arah mana elektron mengalir?

b. Pada setengah-sel yang manakah oksidasi terjadi?

c. Pada setengah sel yang manakah elektron memasuki sel?

d. Pada elektrode yang mana elektron diterima?

e. Manakah elektrode yang bermuatan negatif?

f. Elektrode manakah yang massanya berkurang selama sel beroperasi?

58




g. Larutan apa yang dapat digunakan sebagai elektrolit?

h. Garam apa yang dapat digunakan sebagai jembatan garam?

i. Ke arah manakah ion-ion jembatan garam berpindah?

j. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi.

3. Tuliskan notasi sel untuk sel volta yang bekerja melalui reaksi-reaksi berikut:

a. Al(s) + Cr3+

(aq) Al3+

(aq) + Cr(s)

b. Cu2+

(aq) + SO2(g) + 2H2O(l) Cu(s) + SO42

(aq) + 4H+(aq)

4. Tuliskan persamaan reaksi untuk notasi sel berikut:

a. Mn(s) | Mn2+

(aq) || Cd2+

(aq) | Cd(s)

b. Fe(s) | Fe2+

(aq) || NO3(aq) | NO(g) | Pt(s)

5. Dalam larutan asam, ozon (O3) bereaksi spontan dengan ion Mn2+

menurut reaksi:

O3(g) + Mn2+

(aq) + H2O(l) O2(g) + MnO2(s) + 2H+(aq) Eo

sel = 0,84 V.

a. Tuliskan setiap reaksi-setengah selnya.

b. Gunakan data potensial elekrode standar untuk menemukan Eoozon dan hitunglah Eo

mangan

6. Berdasarkan data potensial elektrode standar, susunlah:

a. urutan penurunan kekuatan oksidator untuk: Fe3+

, Br2, Cu2+

.

b. urutan kenaikan kekuatan oksidator untuk: Ca2+

, Cr2O72

, Ag+.

7. Berdasarkan data potensial elektrode standar, susunlah:

a. urutan penurunan kekuatan reduktor untuk: SO2, PbSO4, MnO2.

b. urutan kenaikan kekuatan reduktoruntuk: Hg, Fe, Sn.

8. Setarakan dua persamaan reaksi berikut dan hitunglah Eosel, dan nyatakan apakah reaksi spontan atau

tidak:

a. Co(s) + H+(aq) Co

2+(aq) + H2(g)

b. Mn2+

(aq) + Br2(l) MnO4(aq) + Br

(aq)

9. Tuliskan persamaan reaksi redoks spontan berdasarkan tiga persamaan setengah-reaksi reduksi berikut:

(1) Au+(aq) + e

Au(s) Eo

= 1,69 V

(2) N2O(g) + 2H+(aq) + 2e

N2(g) + H2O(l) Eo

= 1,77 V

(3) Cr3+

(aq) + 3e Cr(s) E

o = 0,74 V

10. Ketika logam A ditempatkan ke dalam larutan garam logam B, permukaan logam A berubah warna.

Ketika logam B ditempatkan ke dalam alrutan asam, gelembung-gelembung gas terbentuk di

permukaan logam B. Ketika logam A ditempatkan ke dalam larutan garam logam C, tidak ada

perubahan yang teramati pada larutan mauoun permukaan logam A. Apakah logam C akan

menghasilkan gas H2 jika ditempatkan ke dalam larutan asam? Susunlah logam A, B, dan C menurut

penurunan kekuatan pereduksi.

59




Baterai

inert Elektrode

Grafit

Baterai

2TiOPelet

grafitatau titanium dariWadah

11. Ketika paku besi dimasukkan ke dalam larutan tembaga(II) sulfat, paku menjadi terlapis oleh material

hitam kecoklatan.

a. material apa yang terlapis di permukaan paku?

b. Apa yang berperan sebagai pereduksi dan sebagai pengoksidasi?

c. Dapatkah reaksi ini dibuat dalam sel volta?

d. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi.

e. Hitunglah nilai Eosel untuk proses ini.

12. Beberapa peralatan listrik memerlukan lebih dari satu baterai. Berapa jumlah baterai alkalin yang

harus dipasang secara seri untuk menyalakan lampu kamera dengan bola lampu 6,0 V?

13. Selama pembuatan patung Liberty, sekat teflon dipasang di antara rangka besi dan pelat tembaga

yang melapisi patung. Apa tujuan pemasangan sekat ini?

14. Logam-logam apakah berikut ini yang cocok sebagai anode korban untuk mencegah korosi pipa yang

dipasang di bawah tanah? Jika tidak cocok, jelaskan mengapa demikian!

(1) aluminium (4) nikel

(2) magnesium (5) kromium

(3) natrium (6) magnesium

15. Perhatikan sel elektrokimia pada gambar di sebelah kanan!

a. Apakah sel tersebut merupakan sel galvani atau sel elektrolisis?

Jelaskan!

b. Berilah label untuk menunjukkan anode dan katodenya dan

tunjukkan arah aliran ion yang terjadi!

c. Tuliskan persamaan reaksi di anode, katode, dan reaksi redoks

yang terjadi!

16. Pelet berpori titanium dioksida, TiO2, dapat direduksi menjadi logam

Ti pada patode dalam sel elektrokimia yang mengandung elektrolit

lelehan CaCl2. Ketika TiO2 tereduksi, ion-ion O2

yang larut dalam

lelehan CaCl2 selanjutnya teroksidasi menjadi gas O2 di anode.

Pendekatan ini dapat digunakan untuk proses pembuatan

titanium dengan biaya yang murah. Proses ini ditunjukkan seperti

pada gambar berikut:

a. Berilah label yang menunjukkan katode dan anode serta tanda

muatan kedua elektrode tersebut!

b. Tunjukkan arah aliran elektron dan ion-ion!

c. Tuliskan persamaan reaksi di anode, katode, dan reaksi redoks yang terjadi!

17. Apa alasan praktis penggunaan kriolit dalam elektrolisis aluminium oksidas?

18. pada elektrolisis lelehan NaBr, apa produk yang diperoleh di anode dan di katode?

19. Manakah dari unsur-unsur berikut yang dapat diperoleh melalui elektrolisis larutan garamnya:

tembaga, barium, aluminium, atau bromin?

60




20. Apa produk reaksi yang diperoleh di setiap elektrode dari elektrolisis larutan Cr(NO3)3 dan larutan

MnCl2?

21. Berapa gram logam aluminium yang dapat diperoleh melalui arus listrik 305 C yang dialirkan ke

dalam sel elektrolisis yang berisi lelehan garam aluminium?

22. Pelapisan dengan zink merupakan cara penting dalam perlindungan korosi. Walaupun proses

pelapisan biasanya dilakukan dengan menyelupkan logam yang akan dilapis ke dalam lelehan zink,

logam tersebut juga dapat dilapis dengan zink dari larutan garamnya. Berapa gram logam zink dari

larutan ZnSO4 yang dapat terlapis pada tangki baja, jika arus 0,755 A dialirkan selama 2 hari?

23. Seorang teknisi melapis suatu batang besi dengan 0,86 g kromium dari sel elektrolisis yang berisi

Cr2(SO4)3 selama 12,5 menit. Berapakah aruss listrik yang diperlukan?

SOAL-SOAL PILIHAN GANDA

1. Reaksi: MnO4 + NO2

+ H

+ Mn

2+ + NO3

+ H2O

Jika persamaan reaksi disetarakan dengan koefisien bilangan bulat terkecil, koefisien ion H+ adalah ..

A. 1 B. 6 C. 8 D. 16 E. 18

2. Untuk reaksi berikut: Cl2 + OH Cl

+ ClO3

Bila reaksi disetarakan dengan koefisien bilangan bulat terkecil, berapakah koefisien ion OH...

A. 2 B. 3 C. 4 D. 6 E. 8

3. Jika persamaan reaksi berikut disetarakan: NH3 + O2 NO2 + H2O

koefisien O2 yang terkecil adalah ...

A. 2 B. 3 C. 4 D. 5 E. 6

4. Untuk reaksi berikut: Br2 + OH Br

+ BrO3

+ H2O

koefisien terkecil ion OH dalam reaksi yang telah setara adalah ...

A. 3 B. 6 C. 12 D. 18 E. 20

5. Koefisien reaksi atau nilai a, b, c, dan d dari persamaan reaksi:

aSO2(g) + bH2S(g) cH2O(l) + dS(s) berturut-turut adalah ...

A. 1, 2, 2, 3 B. 1, 2, 1, 3 C. 1, 3, 1, 2 D. 2, 1, 2, 1 E. 2, 1, 1, 3

6. Berapa jumlah elektron yang diperlukan untuk penyetaraan setengah reaksi oksidasi etanol menjadi

asam asetat berikut: C2H5OH CH3COOH

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

7. Diketahui tiga pasangan oksidasi-reduksi sebagai berikut:

I. AmO22+

/AmO2+ II. AmO2

2+/Am

4+ III. Am

4+/Am

2+

Pasangan reaksi yang dapat dipengaruhi oleh kondisi pH larutan adalah...

A. I saja B. II saja C. I dan II D. I, II dan III E. III saja

8. Persamaan reaksi reduksi pada baterai Pb ketika digunakan adalah sebagai berikut:

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4

2(aq) + 2e

PbSO4(s) + 2H2O(l)

Bagaimana densitas dan pH larutan elektrolit?

61




Densitas pH

A. Bertambah Bertambah

B. Bertambah Berkurang

C. Berkurang Berkurang

D. Berkurang bertambah

E. Tetap bertambah

9. Dalam reaksi:

ClO3(aq) + 5Cl

(aq) + 6H

+(aq) 3Cl2(g) + 3H2O(l)

Zat pengoksidasi dan pereduksinya berturut-turut adalah ...

A. Cl dan ClO3

C. ClO3

dan H

+ E. H

+ dan Cl

B. ClO3 dan Cl

D. Cl

dan H

+

10. Jika setengah reaksi NO3 NO disetarakan, untuk 1 NO3

dalam suasana asam, .... elektron

....

A. 3 ditangkap C. 1 dilepaskan E. 2 dilepaskan

B. 1 ditangkap D. 3 dilepaskan

11. Logam Fe (Ar = 56), jika dilarutkan di dalam asam dan direaksikan dengan KMnO4 akan

terjadi reaksi sebagai berikut: Fe2+

+ MnO4 Mn

2+ + Fe

3+

Jika massa Fe yang dilarutkan adalah 11,2 gram, maka volume KMnO4 0,1 M yang dibutuhkan

untuk reaksi tersebut adalah ...

A. 120 ml B. 160 ml C. 250 ml D. 320 ml E. 400 ml

12. Dalam sel elektrokimia, katode merupakan elektrode ...

A. tempat terjadinya reaksi oksidasi

B. tempat terjadinya reaksi reduksi

C. tempat terbentuknya ion positif

D. tempat terbentuknya ion negatif

E. tempat dilepaskannya elektron

13. Perhatikan sel elektrokimia berikut!

Penulisan diagram yang tepat dari gambar adalah ...

A. Zn(s) Zn2+

(aq) Cu2+

(aq) Cu(s) D. Cu(aq) Cu2+

(s) Zn2+

(aq) Zn(s)

B. Cu(s) Cu2+

(aq) Zn(s) Zn2+

(aq) E. Zn(s) Zn2+

(aq) Cu(s) Cu2+

(aq)

C. Zn(aq) Zn2+

(s) Cu2+

(s) Cu(aq)

Zn Cu

4ZnSO 4CuSO

V

62




Al Ag

M 1,0 )Al(NO 33 M 1,0 AgNO3

14. Berapakah harga Eo dari sel volta yang disusun berdasarkan setengah sel berikut:

Eo (volt)

Zn2+

+ 2e Zn 0,762

Ti+ + e

Ti 0,336

A. 0,090 V B. 0,426 V C. 1,098 V D. 1,434 V E. 2,405 V

15. Suatu sel elektrokimia yang dibuat dari reaksi: Cu2+

(aq) + M(s) Cu(s) + M2+

(aq)

memiliki Eo = 0,75 V. Potensial reduksi standar Cu

2+(aq) adalah 0,34 V. Berapakah potensial

reduksi standar M2+

(aq) ?

A. 1,09 V B. 0,410 V C. 0,410 V D. 1,09 V E. +1,09 V

16. Untuk reaksi sel: 2Ga(s) + 6H+(aq) 2Ga

3+(aq) + 3H2(g),

potensial selnya adalah 0,54 V. Jika konsentrasi ion-ionnya adalah 1,0 M dan tekanan H2(g) adalah

1 atm, berapakah Eo untuk reaksi Ga

3+(aq) + 3e

Ga(s) ?

A. 0,54 V B. 0,27 V C. 0,27 V D. 0,54 V E. 1,08 V

17. Dari ketiga pernyataan berikut:

I. Elektrode logam larut

II. Suatu zat teroksidasi

III. Ion positif terkumpul dari larutan

Peristiwa yang dapat terjadi di anode dalam sel volta adalah...

A. I saja B. II saja C. I dan II D. I dan III E. III saja

18. Suatu sel volta disusun berdasarkan reaksi berikut:

2Ag+(aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu

2+(aq)

Konsentrasi dan ukuran elektrode dapat berubah setiap saat. Pernyataan yang benar berkaitan dengan

proses yang terjadi dalam sel ini adalah...

A. Ag sebagai elektrode negatif

B. Cu sebagai elektrode negatif

C. Elektron mengalir dari Ag ke Cu

D. Notasi sel: Ag+(aq)Ag(s)Cu(s)Cu

2+(aq)

E. Logam Ag melapis anode

19. Suatu percobaan penentuan potensial sel pada suhu 25 oC disusun sesuai dengan gambar berikut:

I. Jumlah mol Al yang terbentuk lebih besar daripada

jumlah mol Ag yang terbentuk

II. [Al3+

] akhir lebih besar daripada [Ag+] akhir

III. Jumlah elektron yang terlibat pada kedua sel adalah

sama

Pernyataan yang benar adalah...

A. I saja C. I dan III E. II dan III

B. I, II dan III D. III saja

63




20. Peristiwa yang terjadi dalam sel volta adalah sebagai berikut:

I. Oksidasi terjadi di anode

II. Elektron mengalir dari katode ke anode

III. Massa anode bertambah

Pernyataan yang benar adalah ...

A. I saja B. II saja C. I dan II D. bukan keduanya E. III saja

21. Logam apakah di bawah ini yang paling reaktif?

A. Perak B. timbal C. besi D. cesium E. tembaga

22. Perhatikan reaksi-reaksi berikut:

X(NO3)2 + Y Y(NO3)2 + X

X(NO3)2 + Z Z(NO3)2 + X

Y(NO3)2 + Z tidak beraksi

Urutan kenaikan reaktivitas logam X, Y dan Z yang benar adalah ...

A. X < Y < Z C. Z < Y < X E. X < Y = Z

B. X < Z < Y D. Z < X < Y

Soal no. 29 dan 30 mengacu pada sel volta dengan persamaan setengah sel berikut:

Rh3+

(aq) + 3e Rh(s) Eo = 0,80 V

Cu+(aq) + e Cu(s) Eo

= 0,52 V

23. Bagaimana arah aliran elektron pada sirkuit luar, jika konsentrasi Rh3+

dan Cu+ masing-masing 1 M ?

A. dari anode Rh ke katode Cu D. dari katode Cu ke anode Rh

B. dari katode Rh ke anode Cu E. dari sumber listrik menuju larutan

C. dari anode Cu ke katode Rh

24. Berapakah potensial selnya, jika konsentrasi Rh3+

dan Cu+ masing-masing 1 M ?

A. 0,28 V B. 0,76 V C. 1,32 V D. 2,36 V E. 3,26 V

25. Diketahui:

Ag+(aq) + e Ag(s) Eo

= 0,80 V

Co2+

(aq) + 2e Co(s) Eo = 0,28 V

Berdasarkan data di atas, tentukan potensial sel standar untuk reaksi:

Co(s) + 2Ag+(aq) Co

2+(aq) + 2Ag(s)

A. 0,52 V B. 0,66 V C. 1,08 V D. 1,88 V E. 2,04 C

RhCu garamjembatan

V

)(Rh3 aq)(Cu aq

64




26. Perhatikan gambar proses korosi berikut!

1 2 3 4 5

Proses korosi yang berlangsung paling lambat terjadi pada gambar ...

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

27. Beberapa metode pencegahan korosi besi:

1. mengecat;

2. melumuri oli;

3. dibalut dengan plastik;

4. perlindungan katoda; dan

5. galvanisasi.

Metode yang paling tepat digunakan untuk melindungi pipa besi yang ada di dalam tanah adalah

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

28. Semua faktor berikut berpengaruh pada jumlah mol logam yang terdeposit selama proses

elektrolisis, kecuali...

A. Arus yang digunakan C. Muatan ion E. muatan dan arus listrik

B. Jangka waktu elektrolisis D. Massa molar

29. Diketahui data potensial reduksi standar berikut:

O2 + 4H+ + 4e 2H2O Eo

= 1,23 V

Br2 + 2e 2Br- Eo

= 1,08 V

2H+ + 2e H2 Eo

= 0,00 V

Na+ + e Na Eo

= 2,71 V

Jika elektrolisis dilakukan terhadap larutan NaBr dalam larutan [H3O+] = 1 M, hasil yang diperoleh

adalah...

A. Na(s) dan O2(g) C. H2(g) dan Br2(g) E. Br2(g) dan O2(g)

B. Na(s) dan Br2(g) D. H2(g) dan O2(g)

30. Pada elektrolisis air dihasilkan 1,008 gram gas H2 di katode. Berapakah massa gas oksigen yang

terbentuk di anode?

A. 32,0 g B. 16,0 g C. 8,00 g D. 4,00 g E. 2,00 g

31. Arus 2 A digunakan untuk pelapisan Ni dari 500 mL larutan Ni2+

1,0 M. Berapakah [Ni2+

] setelah

3,0 jam?

A. 0,39 M B. 0,46 M C. 0,78 M D. 0,89 M E. 1,00 M

32. Suatu larutan mengandung NiCl2 dan SnBr2 dengan konsentrasi yang sama. Berdasarkan data

potensial reduksi standar berikut:

Ni2+

(aq) + 2e Ni(s) Eo = 0,236 V

Sn2+

(aq) + 2e Sn(s) Eo = 0,141 V

Cl2(aq) + 2e 2Cl-(aq) Eo

= 1,360 V

Br2(aq) + 2e 2Br-(aq) Eo

= 1,077 V

udaraanhidrous CaCO3

minyakairair garamair

65




Jika larutan tersebut dielektrolisis menggunakan baterai 9 volt dan elektrode grafit, yang pertama

kali terbentuk pada setiap elektrode adalah...

A. Ni(s) di katode, Cl2(aq) di anode D. Sn(s) di katode, Cl2(aq) di anode

B. Ni(s) di katode, Br2(aq) di anode E. Sn(s) di katode, Ni(s) di anode

C. Sn(s) di katode, Br2(aq) di anode

33. Sebanyak 1 liter larutan CrCl3 1 M dielektrolisis dengan arus 6 Ampere.

Jika diketahui Ar Cr = 52; 1 F = 96.500 maka waktu yang diperlukan untuk mengendapkan logam

krom sebanyak 3,88 gram tersebut adalah ... detik.

A. 965003

88,3652

C.

652

96500388,3

E.

388,3

65296500

B. 96500

88,33652 D.

96500388,3

652

34. Selama elektrolisis larutan AgNO3 berlangsung, bagaimakah massa logam perak yang terkumpul

jika arus listrik yang digunakan dua kali lipat dari arus semula dengan jangka waktu setengah dari

waktu semula?

A. sama dengan massa semula D. naik menjadi dua kali lipat

B. bertambah dua kali lipat dari semula E. turun setengah kali dari semula

C. turun seperempat kali dari semula

35. Larutan AgNO3, Cu(NO3)2 dan Au(NO3)3 masing-masing dengan konsentrasi 1,0 M dielektrolisis

dengan perangkat alat berikut, sehingga muatan listrik yang masuk ke dalam setiap larutan adalah

sama.

Jika didapatkan0,10 mol padatan Cu, berapa mol Ag dan Au yang terbentuk?

A. 0,10 mol Ag, 0,10 mol Au D. 0,20 mol Ag, 0,067 mol Au

B. 0,05 mol Ag, 0,075 mol Au E. 0,05 mol Ag, 0,105 mol Au

C. 0,05 mol Ag, 0,15 mol Au

Ag2Cu 3Au

elektrokimia (2)

Documents