BAB I

PENDAHULUAN

I.1. Latar Belakang

Seperti yang telah kita ketahui, topik elektrokimia ini sudah kita pelajari

saat masih duduk di bangku SMA. Namun, pembahasan pada saat itu hanya

secara garis besarnya saja. Dengan adanya makalah ini, kami bermaksud untuk

membahas topik elektrokimia dengan lebih lengkap dan mendalam.

Elektrokima itu penting untuk diketahui dan dibahas lebih lanjut karena

fungsi dan kegunaan dari elektrokimia itu sangat penting dan berguna dalam

kehidupan kita sehari-hari.

Sel elektrolisis merupakan pemanfaatan arus listrik untuk menghasilkan

reaksi redoks. Oleh karena itu, elektrolisis adalah proses penguraian suatu

senyawa dengan pengaliran arus listrik yang melaluinya. Dalam elektrolisis,

terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan

kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi

redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari

arus listrik searah ke dalam larutan melalui kutub negatif. Spesi tertentu atau ion

yang bermuatan positif akan menyerap elektron dan mengalami reaksi reduksi di

katoda. Spesi yang lain atau ion bermuatan negatif akan melepas elektron dan

mengalami reaksi oksidasi di kutub positif atau anoda. Elektroda positif dan

negatif pada sel elektrolisis ditentukan oleh sumber arus listrik. Jenis elektroda

yang digunakan dalam proses elektrolisis sangat berpengaruh pada hasil

elektrolisis. Elektroda dapat dibedakan menjadi dua berdasarkan keaktifannya,

yaitu elektrodatidak aktif (tidak ikut bereaksi atau inert) seperti C, Pt, dan

elektroda aktif (ikut bereaksi atau tidak inert, selain C, Pt) pada proses elektrolisis.

Jika dalam elektrolisis digunakan elektrolit berupa larutan, maka reaksi yang

terjadi tidak hanya melibatkan ion-ion d alam larutan, tapi juga air. Hal tersebut

menyebabkan terjadinya kompetisi antara ion dengan molekul pelarutnya atau

ion-ion lain dalam larutan pada saat mengalami reaksi di anoda dan katoda.

1

I.2. Tujuan Penulisan

Makalah ini disusun dengan tujuan untuk memberikan suatu gambaran,

penjelasan yang lebih mendalam mengenai elektrokimia. Diharapkan mahasiswa

dapat mendalami dan memahami konsep-konsep dan teori mengenai elektrokimia.

I.3. Sistematika Penulisan

Kata Pengantar

Daftar Isi

Bab I. Pendahuluan

I.1. Latar Belakang

I.2. Tujuan Penulisan

I.3. Sistematika Penulisan

Bab II. Isi

II.1. Reaksi Redoks

II.2. Sel Galvani

II.3. Hukum Faraday

II.4. Sel Elektrolisis

II.5. Termodinamika Sel Elektrokimia

II.6. Sel Kimia

II.7. Hasil Kali Kelarutan

II.8. Sel Konsentrasi

Bab III.Penutup

III.1. Kesimpulan

III.2. Saran

Lampiran

Daftar Pustaka

2

BAB II

ISI

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi

kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan

dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi

dalam dua kelompok, yaitu sel galvanik dan sel elektrolisa.

Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat

dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik

antara dua elektroda. Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu sirkuit luar

dihasilkan aliran arus, yang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik

sehingga sel elektrokimia mengubah energi kimia ke dalam kerja.

II.1.Reaksi Redoks

Berikut akan dijelaskan bagaimana mengerjakan setengah-reaksi elektron

untuk proses oksidasi dan reduksi, kemudian bagaimana menggabungkan

setengah-reaksi tersebut untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks

secara utuh. Ini merupakan pelajaran yang penting dalam kimia anorganik.

A. Setengah-Reaksi Elektron

Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas

menjadi tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:

Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan

melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah.

Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion

tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.

3

Kedua persamaan di atas disebut setengah-reaksi elektron atau

setengah-persamaan atau setengah-persamaan ionik atau setengah-

reaksi, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.

Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu

reaksi terjadi kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya

terjadi penerimaan elektron (proses reduksi).

B. Membuat persamaan Ion

Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan

memulai dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing

setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak

benar.

Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi

elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion.

Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)

Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses

ini, klorin direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat

dahulu masing-masing setengah-reaksi.

Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah

menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai berikut:

Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:

Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu

sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses

selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia.

4

Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus

menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah:

1. Elektron

2. Air

3. Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika

demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)

Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang

kita telah buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak

ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk

selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-).

Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron

pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-

reaksi ini:

Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah

diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).

Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada

sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+.

Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang

ada pada sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:

Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion

untuk reaksi redoks

5

Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:

Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap

molekul klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.

Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa

semua dalam keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya.

Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!)

terutama jika yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit.

Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang

diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya

terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat

dicoret, dan tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan.

Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII)

6

Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan

cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk

reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.

Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2,

menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium

manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan

penambahan asam sulfat.

Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion

mangan(II).

Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.

Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan

hidrogen?

Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen

dan elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah

hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.

Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi

kanan reaksi:

Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah

dua elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi

0.

- Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII):

7

- Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).

Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada

sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan

pada reaksi suasana asam ini adalah air.

Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan.

Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.

Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan

muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1-

dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron

pada sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.

Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:

Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.

Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).

Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).

Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.

8

Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi

Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:

Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi

sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang

sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini,

masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi

10 elektron.

Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan

reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.

Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion

hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari

persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan

jumlah atom dan muatan!

9

Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi

persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan.

Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam

Teknik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi

yang melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan

dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol,

CH3CH2OH, menjadi asam etanoat, CH3COOH.

Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian

tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr3+.

Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam

etanoat.

- Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi

utama yang terjadi, yang diketahui dari soal.

- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:

- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah

hidrogen:

- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi

kanan sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:

10

Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti

dapat menjebak:

- Buat persamaan reaksi utama:

- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi

akan fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan

salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga

keseluruhan persamaan reaksi akan salah.

- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:

- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:

- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri

sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi

Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:

11

Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah

elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12.

Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.

Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi

persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan

reaksi:

II.2. Sel Galvani (Sel Volta)

Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik

yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan. Contoh sel galvani

adalah sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 1. Jika kedua

elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dapat

dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada

rangkaian luar dari sel tersebut.

12

Gambar 1. Sel Daniell

Sel Daniell sering pula dimodifikasi seperti yang terlihat pada gambar 2.

Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam.

Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari

Zn menjadi Zn2+ yang larut

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

13

Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan

sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena

terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)

Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu

sebagai katoda.

Ketika sel Daniell dirangkai, terjadi arus elektron dari elektroda seng (Zn)

ke elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu, logam seng

bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif.

Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri

ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan

sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat

digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

Macam-macam sel volta/ sel galvani

1. Sel Kering atau Sel Leclance

Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.

Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl2

Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.

Elektrolit : Campuran berupa pasta :

14

MnO2 + NH4Cl + sedikit Air

Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng

Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e-

Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah :

2MnO2(s) + 2NH4 + (aq) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O

Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH3)42+.

2. Sel Aki

Katoda: PbO2

Anoda : Pb

Elektrolit: Larutan H2SO4

Reaksinya adalah :

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq)

PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e- (anoda) PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O (total)

Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.

Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :

2PbSO4(s) + 2H2O PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)

Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.

3. Sel Bahan Bakar

Elektroda : Ni

Elektrolit : Larutan KOH

15

Bahan Bakar : H2 dan O2

4. Baterai Ni Cd

Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.

Katoda : NiO2 dengan sedikit air

Anoda : Cd

Reaksinya :

Cd(s) + 2OH- (aq) Cd(OH)2(s) + 2e-

2e- + NiO2(s) + 2H2O Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.

II.3. Hukum Faraday

Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi

perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834)

lewatnya arus 1 F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu

elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain

(katoda).

Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis

berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.

w ~ Q w = massa zat yang diendapkan (g).

w ~ I.t Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C)

w = e.I.t e = tetapan = (gek : F)

= gek.I.t I = kuat arus listrik (A).

F t = waktu (dt).

gek = massa ekivalen zat (gek).

= Ar.I.t Ar = massa atom relatif.

n. F n = valensi ion.

F = bilangan faraday = 96 500 C.

16

Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 1023

. 1 gek ~ 1 mol .

Jika arus listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan AgNO3 maka akan diendapkan 1

gram ekivalen Ag.

Ag+ (aq) + Ag (s)

1 mol ~ 1 mol Ag ~ 1 gram ekivalen Ag

Untuk mendapatkan 1 gram ekivalen Ag diperlukan 1 mol

1 gram ekivalen Ag = 1 mol = 1 mol Ag = 108 gram Ag

II.4. Sel Elektrolisis

Elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis (penguraian), yang

berarti penguraian senyawa oleh arus listrik, dan alatnya disebut sel elektrolisis.

Dengan kata lain, sel elektrolisis ini memerlukan energi listrik untuk memompa

elektron, dan prosesnya kebalikan dari proses sel Galvani.

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi

redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya

adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina. Contoh lainnya adalah

pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya

melebihi potensial sel Daniell.

a. Notasi Sel dan Reaksi Sel

Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani.

Informasi tersebut meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan

elektroda tersebut termasuk konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya serta

pereaksi dan hasil reaksi setiap setengah-sel.

Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan setengah sel

katoda. Satu garis vertikal menggambarkan batas fasa. Dua spesi yang ada

dalam fasa yang sama dipisahkan dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap

dua digunakan untuk menyatakan adanya jembatan garam. Untuk larutan,

konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah penulisan rumus

kimianya.

17

Sebagai contoh:

Zn(s)|Zn2+(1,00 m) || Cu2+(1,00 m) |Cu(s)

Pt|Fe2+, Fe3+|| H+|H2|Pt

Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi

tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri

adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah

katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda kanan adalah reaksi reduksi.

Untuk sel dengan notasi :

Zn(s)|Zn2+(1,00 m) ||Cu2+(1,00 m) |Cu(s) reaksinya adalah:

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan)

b. EMF dan Pengukurannya

Sel seperti Sel Daniell, dapat dibuat reversibel dengan cara mengimbangi

potensialnya dengan suatu potensial eksternal sehingga tidak ada aliran arus.

Saat potensial listrik benar-benar berimbang, sel tersebut bereaksi reversibel

dan potensialnya dirujuk sebagai elektrokimia force (EMF). Hal ini bisa

dilakukan dengan menggunakan suatu potensiometer.

Pengukuran emf

Emf dari suatu sel dapat diukur dengan menggunakan

potensiometer. Emf sel galvani dapat diukur secara akurat dengan

menggunakan potensiometer. Rangkaian potensiometer dapat dilihat pada

gambar dibawah.

18

Gambar 3. Rangkaian

Potensiometer

Karena emf merupakan beda potensial sel saat sel tersebut bereaksi

reversibel dan reaksi reversibel dapat dicapai saat arus yang lewat sama

dengan nol, maka arus listrik yang keluar dari sel harus diimbangi oleh arus

dari sel kerja yang mempunyai emf yang lebih besar dari emf sel yang akan

diukur. Jadi kutub harus dipasang berlawanan dengan kutub-kutub listrik dari

luar seperti yang terlihat pada gambar.

Sel kerja dihubungkan dengan kawat yang homogen (BC) yang

mempunyai tahanan yang tinggi, sel yang akan diukur, Sx dihubungkan

dengan B dan galvanometer G. Kontak peluncur (tanda panah) digeser

sedemikian rupa sampai galvanometer menunjukkan tak ada arus yang

mengalir, misal di titik D. Pada titik ini, potensial dari sel kerja sepanjang BD

diimbangi dengan tepat oleh emf dari sel X, Ex. Dengan

mengetahui kuat arus yang mengalir (diukur dengan ammeter di titik A),

dan tahanan jenis ( ) serta luas penampang kawat tahanan BC maka emf sel

X dapat dihitung melalui persamaan :

Akan tetapi cara tersebut hampir tidak pernah dilakukan karena dan A

tidak diketahui. Cara yang biasa dilakukan adalah untuk mengkalibrasi kawat

tahanan BC menggunakan sel standar yang sudah diketahui emfnya. Caranya

sama seperti tadi, tapi sel yang digunakan bukan sel X melainkan sel standar.

Misalkan diperoleh jarak saat tidak ada arus mengalir ke dalam sel standar

adalah BE yang sesuai dengan Esel standar= . Kita jangan mengubah-

ubah lagi kuat arus ke dalam sel standar dari DC-PS, lalu kita ganti sel standar

19

dengan sel X dengan cara yang sama ukur jarak kawat tahanan saat tak ada

arus melalui sel X, misal jarak yang diperoleh adalah BF, yang sesuai dengan

Esel X, karena I dari DC-PS sama ketika digunakan saat mengukur Esel X dan

Esel standar, maka :

Karena , dan kawatnya homogen (

), maka :

Emf dan potensial elektroda

Berdasarkan konvensi IUPAC, emf sel didefinisikan sebagai

E = Ekanan EkiriDengan E potensial sel, Ekanan potensial elektroda sebelah kanan(dalam

bentuk reduksi), Ekiri potensial elektroda (reduksi) untuk elektroda sebelah kiri

seperti yang tercantum dalam notasi selnya.

Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah

kiri merupakan anoda maka emf sel dapat dituliskan sebagai :

E= Ekatoda E Anoda

20

c. Jenis-Jenis Elektroda Reversible

Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda

terdapat semua pereaksi dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda.

Contoh elektroda reversibel adalah logam Zn yang dicelupkan ke dalam

larutan yang mengandung Zn2+ (misalnya dari larutan ZnSO4). Ketika

elektron keluar dari elektroda ini, setengah reaksi yang terjadi adalah :

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

Dan sebaliknya jika elektron masuk ke dalam elektroda ini terjadi reaksi

yang sebaliknya:

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)

Tetapi jika elektroda Zn tersebut dicelupkan ke dalam larutan KCl, tidak

dapat terbentuk elektroda yang reversibel karena saat ada elektron keluar dari

elektroda ini terjadi setengah-reaksi :

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Akan tetapi saat ada elektron yang masuk ke dalam elektroda ini, yang

terjadi adalah setengah-reaksi :

2H2O + 2e- H2 + 2OH-,

dan bukan reaksi :

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) ,

Karena larutan yang digunakan tidak mengandung Zn2+. Jadi dalam hal

ini kereversibelan memerlukan adanya Zn2+yang cukup dalam larutan di

sekitar elektroda Zn.

Elektroda logam-ion logam

Pada elektroda ini logam L ada dalam kesetimbangan dengan larutan

yang mengandung ion Lz+. Setengah reaksinya ditulis:

21

Lz+ + ze- L

Contoh dari elektroda ini diantaranya Cu2+|Cu; Zn2+|Zn, Ag+|

Ag, Pb2+|Pb. Logam-logam yang dapat mengalami reaksi lain dari reaksi

setengah-sel yang diharapkan tidak dapat digunakan.

Jadi logam-logam yang dapat bereaksi dengan pelarut tidak dapat

digunakan. Logam-logam golongan IA dan IIA seperti Na dan Ca dapat

bereaksi dengan air, oleh karena itu tidak dapat digunakan. Seng dapat

bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu

diaerasi dengan N2 atau He untuk mencegah oksidasi logam dengan oksigen

yang larut.

Elektroda Amalgam

Amalgam adalah larutan dari logam dengan cairan Hg. Pada elektroda

ini amalgam dari logam L berkesetimbangan dengan larutan yang

mengandung ion Lz+, dengan reaksi :

Lz+ + ze- L(Hg)

Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi

elektroda. Logam aktif seperti Na, K, Ca dan sebagainya biasa digunakan

dalam elektroda amalgam.

Elektroda logam-garamnya yang tak larut

Pada elektrtoda ini logam L kontak dengan garamnya yang sangat

sukar larut (L + X - ) dan dengan larutannya yang jenuh dengan garam

tersebut serta mengandung garam yang larut (atau asam) yang mengandung

Xz-. Contoh dari elektroda ini adalah elektroda perak-perak klorida, elektroda

kalomel, dan elektroda timbal-timbal sulfat.

Elektroda gas

Pada elektroda gas, gas berkesetimbangan dengan ionnya dalam larutan.

Contoh dari elektroda ini adalah elektroda hidrogen dan elektroda klor.

22

Elektroda redoks

Sebetulnya semua elektroda melibatkan setengah-reaksi oksidasi

reduksi. Tapi istilah untuk elektroda redoks biasanya hanya digunakan untuk

elektroda yang setengah-reaksi redoksnya melibatkan dua spesi yang ada

dalam larutan yang sama. Contoh dari elektroda ini adalah Pt yang

dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ion-ion Fe2+ dan Fe3+dengan

setengah-reaksi :

Fe3+ + e- Fe2+. Notasi setengah-selnya adalah Pt|Fe3+, Fe2+ yang

gambarnya tampak seperti di bawah.

Contoh lainnya adalah Pt|MnO4-, Mn2+.

Elektroda membran selektif-ion

Elektroda ini mengandung membran gelas, kristal atau cairan yang

mempunyai sifat : perbedaan potensial antara membran dan elektrolit yang kontak

dengan membran tersebut ditentukan oleh aktifitas dari ion tertentu.

Elektroda membran yang paling tua dan paling banyak digunakan adalah

elektroda gelas. Elektroda ini dikatakan selektif-ion karena hanya spesifik untuk

ion H+ . Elektroda ini dapat dilihat pada gambar.

23

Gambar 8. ElektrodaGelas

Elektroda gelas ini terdiri dari membran yang sangat tipis yang terbuat dari gelas

yang permeabel terhadap ion H+. Elektroda Ag|AgCl dicelupkan ke dalam larutan

buffer yang mengandung ion Cl-. Kadang-kadang digunakan juga elektroda

kalomel untuk mengganti elektroda Ag|AgCl. Elektroda gelas terutama digunakan

pada pengukuran pH.

d. Potensial Elektroda Standar

Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda

potensial dari kedua elektroda (dalam suatu sel). Untuk itu perlu suatu elektroda

yang potensialnya diketahui dan ini tidak ada. Oleh karena itu dipilih elektroda

hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini

mempunyai potensial sama dengan nol.

Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang

terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar

(Standard Hydrogen Electrode). Potensial suatu elektroda X didefinisikan sebagai

potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen

standar, dengan elektroda X selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh

potensial elektroda Cu2+/Cu adalah untuk sel :

24

Karena pada adalah nol, maka :

Jika diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V,

jadi . Nilai potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan

relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial elektroda dari

elektroda X didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda X bertindak

sebagai katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda

standar dari elektroda X sesuai dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda

tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda standar adalah potensial

reduksi.

Dari definisi ,

Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak

berhubungan dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium.

Jadi, yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel

sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh untuk sel yang

terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui

bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen

dengan emf sel sebesar 0,762 V.

25

Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih

mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga

negatif artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi

dibandingkan denga H+.

Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal,

sebenarnya kata ini tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak

dapat diukur.

26

e. Persamaan Nernst

Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk

persamaan sel umum,

aA +bB xX + yY (10.20)

potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst.

E = E (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b) (10.21)

E adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam

reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektro yang terlibat dalam reaksi, F

adalah tetapan Faraday, [A]. dsb, adalah konsentrasi molar masing-masing ion

yang terlibat.

Contoh soal 10.6 persamaan Nernst

K2Cr2O7/ H2SO4 adalah oksidan yang dikenal baik, dan reaksi elektrodanya adalah

Cr2O72- + 14H+ + 6e-> 2Cr3+ + 7H2O (E = 1,29 V)

Hitung potensial elektroda ini pada kondisi berikut. (gunakan nilai ini lnx = 2,303

logx, 2,303RT/F = 0,0592 V pada 25C).

1. [Cr2O72-] = [Cr3+] = [H+] = 1,0 mol dm-3

2. [Cr2O72-] = [Cr3+] = 1,0 mol dm-3, [H+] = 10-7 mol dm-3

Dari hal tersebut dapat diketahui:

1. Dengan mensubstitusi nilai yang tepat pada persamaan Nernst, Anda akan

mendapat nilai berikut E = E + (0,0592/6) log([Cr2O72-] [H+]14/[ Cr3+]2) =

E = 1,26 V. Dalam kasus ini potensial sel adalah potensial elektroda

normal.

2. E = 1,29 + (0,0592/6) log[1,0 x (10-7)14]/1,02 = 0,33 V.

27

Ini berarti bahwa potensial sel, dan dengan demikian kekuatan oksidan,

secara substansial menurun pada kondisi netral. Bila reaksi sel dalam keadaan

kesetimbangan, maka E = 0. Akibatnya,

E = E -(RT/nF) lnK (10.22)

K adalah konstanta kesetimbangan untuk persamaan berikut.

K = ([X]x[Y]y/[A]a[B]b)eq (10.23)

subskrip eq menunjukkan konsentrasi molar pada nilai keadaan setimbang.

Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran

potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan

elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang

sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang

akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini

cocok dengan prinsip Le Chatelier.

f. Elektroda Hidrogen Standar Sebagai Elektroda Pembanding

28

Secara sembarangan (konvensi), emf dari elektroda hydrogen standarsama

dengan nol. Elektroda ini ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan

aktifitas ion H+=1.

IUPAC memilih menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf

dari elektroda lainnya diambil sebagai emf sel tersebut. Hanya emf yang

demikian, pada kondisi standar disebut sebagai potensial elektroda standar atau

potensial reduksi standar. Contoh :

Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena EoHidrogen = 0 Volt, maka

ini menunjukkan tendensi yang lebih besar untuk proses :

daripada

Untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)||Zn2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,78 V

Artinya, pada sel tersebut ada tendensi yang lebih besar untuk proses :

Kita dapat mereduksi emf sel yang melibatkan dua elektroda, misalnya :

Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu

Dengan emf sel :

Esel = Ekatoda-EAnoda

= 0,34 V (-0,76 V)

= 1,1 V

29

Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif : Ingat, bahwa dalam

penulisan reaksi sel elektroda, tak ada perbedaan apakah ditulis untuk 1 elektron

ataupun lebih. Jadi untuk reaksi elektroda hidrogen dapat ditulis :

Tetapi dalam menuliskan proses keseluruhan kita harus menyeimbangkan

elektronnya.

Jadi untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Reaksi elektroda dapat ditulis :

Sehingga keseluruhan prosesnya adalah :

Proses ini didasari pelewatan 2 elektron pada sirkuit luar.

Kita dapat menuliskannya (sama baiknya) sebagai :

Dalam proses ini setiap 0,5 mol Cu2+ hilang, 0,5 mol Cu muncul, 1 mol

elektron lewat dari elektroda kiri ke kanan.

g. Elektroda Pembanding Lainnya

Pada dasarnya semua elektroda reversibel dapat digunakan sebagai

elektroda rujukan untuk pembanding, tapi berdasarkan kepraktisannya elektroda

pembanding yang paling banyak digunakan adalah elektroda perak-perak

klorida dan kalomel.

30

II.5. Termodinamika Sel Elektrokimia

Kontribusi awal terhadap termodinamika sel elektroda kimia diberikan oleh

Joule (1840) yang memberikan kesimpulan bahwa :

Panas (Heat) yang diproduksi adalah proporsional terhadap kuadrat arus

I2 dan resitensi R. Dan karena juga proporsional terhadap waktu (t), Joule

menunjukkan bahwa panas proporsionil terhadap :

I2Rt

Karena :

maka panas/kalor proporsionil terhadap

q = VIt

dengan : q = Joule (J)

V = Volt (V)

I = Amper (A)

t = Detik (s)

J = Kg m2 s-2

V = Kg m2 s-3 A-1

Hubungan di atas adalah benar. Tapi terjadi kesalahan fatal dengan

menafsirkan bahwa panas yang diproduksi tersebut adalah panas reaksi. (Joule,

Helmholtz, William Thomson)

Penafsiran yang benar diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja

yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu

kerja maksimum di luar kerja -PV.

31

Ini dapat diilustrasikan dengan sel berikut :

Pt|H2|H+||Cu2+|Cu

Reaksi di anoda : H2 2H+ + 2e-

Reaksi di katoda : Cu2+ + 2e- Cu

Reaksi keseluruhan: H2 + Cu2+ 2H+ + Cu

Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui

sirkuit luar. Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C

listrik. Emf sel tersebut adalah + 0.3419 V, sehingga kerja listrik yang dihasilkan

adalah :

2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J

Kerja dilakukan sistem. Karena kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia

sama dengan penurunan energi Gibbs maka :

G = - 6.598 x 104 J

Secara umum :

G = - nFE

dan pada keadaan standar :

Go = - nFEo

Hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel

standar.

Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk

menentukan tetapan kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs.

Pada 25oC,

32

Koefisien Suhu dari Emf Sel

Perubahan Entropi :

Perubahan Entalpi :

Pengukuran E pada berbagai suhu memberikan harga (koefisien suhu)

Jenis-jenis sel Elektrokimia

33

II.6. Sel Kimia

Jika reaksi elektrokimia pada setengah sel berbeda dan reaksi

keseluruhannya merupakan reaksi kimia maka selnya disebut sel kimia. Sel kimia

terdiri dari sel kimia tanpa perpindahan (without transference) dan sel kimia

dengan perpindahan (with transference).

Koefisien Aktivitas

Sampai sejauh ini kita gunakan molalitas (suatu aproksimasi). Untuk

formulasi yang benar harus digunakn aktivitas, dan pengukuran emf pada suatu

rentang konsentrasi membawa pada nilai koefisien aktivitas

Pandang sel :

Pt, H2|HCl(aq)|AgCl (s)|Ag

Dengan reaksi elektroda:

34

Tanpa perpindaha

n

Sel Elektrokimia

Sel Konsentrasi

Sel konsentrasi elektroda

Sel konsentrasi

elektrolit

Sel konsentr

asi elektroda aliasi

Dengan perpindah

an

Sel konsentra

si elektroda

gas

Tanpa perpindah

an

Dengan perpindah

an

Sel Kimia

Reaksi keseluruhan

Dan perubahan energi Gibbs adalah :

Karena

II.7. Hasil Kali Kelarutan

Contoh :

Pt, Cl2 (1 bar)|HCl(aq)|AgCl(s)|Ag

Proses elektroda :

keseluruhan proses :

Walau bagaimanapun, AgCl(S) adalah berekesetimbangan dengan ion Ag+ dan

Cl- yang ada dalam larutan, dan dapat kita tulis keseluruhan proses sebagai :

35

Emf yang berkaitan dengan proses tersebut adalah :

Karena n=1, maka

Pengukuran pH

Aplikasi pengukuran emf yang sudah sangat luas digunakan adalah pada

pengukuran pH dari berbagai larutan. Ada dua elektroda yang akan diuraikan pada

penentuan pH yakni elektroda hidrogen dan elektroda gelas.

Saat mengukur pH dengan menggunakan elektroda hidrogen, elektroda ini

dipasangkan dengan elektroda lain seperti Ag|AgCl atau kalomel.

Sel Konsentrasi

Pada sel konsentrasi reaksi keseluruhan dari sel tersebut merupakan transfer

materi dari satu bagian ke bagian yang lain. Pada sel ini yang berbeda hanyalah

konsentrasi dan bukan jenis elektroda dan elektrolitnya. Sel ini terdiri dari sel

konsentrasi elektroda dan sel konsentrasi elektrolit.

Contoh :

Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

36

Reaksi keseluruhan merupakan perpindahan hidrogen dari yang bertekanan

tinggi ke tekanan yang lebih rendah.

II.8. Sel Konsentrasi Elektroda

Sel ini hanya berbeda pada konsentrasi elektrodanya saja dan tidak pada

jenis elektroda serta elektrolit yang digunakan. Pada sel ini proses pengaliran

elektron disebabkan oleh perbedaan konsentrasi elektroda. Reaksi total merupakan

perpindahan materi elektroda yang satu ke elektroda yang lain. Elektroda gas dan

amalgam masuk ke dalam klasifikasi ini.

Sel Konsentrasi Elektroda Gas

Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustrasikan

sebagai berikut :

Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

Reaksi yang terjadi

Reaksi keseluruhan yang terjadi bukan reaksi Kimia melainkan hanya

transfer gas hidrogen dari tekanan yang satu ke hidrogen pada tekanan yang

lain. Eo untuk sel di atas berharga nol, karena elektroda kanan dan kiri sama.

Ingat bahwa Eo = Eokanan-Eokiri

37

Dapat dilihat bahwa transfer hidrogen akan terjadi spontan dari yang bertekanan

tinggi ke tekanan yang lebih rendah.

Sel Konsentrasi Elektroda Amalgam

Sel ini dapat dibuat dari amalgam dengan dua konsentrasi yang berbeda dari

logam yang sama. Sel :

Reaksi elektroda bisa :

Tak ada reaksi kimia yang terjadi, dan reaksi terdiri dari transfer timbal dari

suatu amalgam yang berkonsentrasi tertentu ke konsentrasi lainnya. Disini Eo

= 0, dan emf sel demikian adalah :

Timbal akan cenderung berpindah melalui proses elektrokimia secara spontan

dari amalgam dengan aktivitas tinggi ke aktivitas rendah.

Contoh : Jika maka E berharga positif dan reaksi berlangsung

seperti arah yang ditunjukkan.

Jika maka E berharga negatif dan proses berlangsung

sebaliknya.

38

Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustarsikan

sebagai berikut : Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

39

BAB III

PENUTUP

III.1.Kesimpulan

Konsep termodinamika saat ini tidak hanya berhubungan dengan mesin uap

saja, atau transfer energi berupa kalor dan kerja. Di dalam konteks kehidupan

sehari-hari aplikasi termodinamika sangat luas mulai dari pemanfaatan baterai

untuk menjalankan hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada

permukaan logam lain.

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan reaksi

kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan

prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat

dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik

antara dua elektroda.

Dalam elektrokimia terdapat jenis-jenis elektroda reversible yang terdiri dari

elektroda logam-ion logam, elektroda amalgam, elektroda logam-garamnya yang

tak larut, elektroda gas, elektroda redoks, dan elektroda membran selektif-ion.

III.2.Saran

Melalui makalah ini kami berharap agar mahasiswa dapat lebih memahami

mengenai elektrokimia dan dapat mengaplikasikannya dengan lebih efektif dan

praktis dalam kehidupan sehari-hari.

Lampiran

40

1. Pada elektrolisis Al2O3 (pengolahan Aluminium) sebanyak 102 kg dihasilkan Al . (Al = 27, O =16)A. 102 kg D. 30 kgB. 80 kg E. 12 kgC. 54 kgJawaban : CPenyelesaian : Al2O3102 kg = 102000 gram

1 mol Al2O3 dihasilkan 2 mol Al3+

1000 mol Al2O3 dihasilkan 2000 mol Al3+

3e + Al3+ Al1 mol Al3+ ~ 1 mol Al2000 molAl3+ ~ 2000 mol AlJadi yang terjadi = 2000 mol = 2000 x 27 gram = 54.000 gram = 54 kg

Deret Volta : K Ba Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu H Ag Pt Au

2. Pada elektrolisis seperti gambar di bawah ini persamaan yang menunjukkan reaksi pada elektroda X adalah .

A. H2O(l) 2H+(ag) + O2 + 2e-B. Cu2+(ag) + 2e- Cu(s)C. Cu(s) Cu2+(ag) + 2e-D. 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(ag)E. 2H2O(l) + O2(l) + 4e- 4OH-(ag)Jawaban : C

Penyelesaian : Reaksi anoda = Cu Cu2+ + 2e

41

Reaksi katoda = 2e + Cu2+ Cureaksi pada x adalah oksidasi pada anion.

3. Data tabel E sel dalam volt. Pada tabel berikut harga E sel : Mg/Mg+2//Pb+2/Pb adalah .

A. -2, 21 volt D. 2, 21 voltB. -2, 47 volt E. 2, 68 voltC. 2, 47 voltJawaban : CPenyelesaian :

4. Untuk mencegah terjadinya korosi pipa besi yang ditanam dalam tanah, pipa besi dihubungkan dengan logam .A. Mg B. Li C. Ag D. Pb E. SnJawaban : A

Penyelesaian :

Untuk melindungi besi dari korosi, maka di sekitar besi ditempatkan logam-logam yang memiliki Eo lebih kecil yaitu terletak sebelah kiri dari besi dari deret volta.Deret volta: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg , Al, Mn, Zn, Cr, Fe , Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

5. Diketahui potensial elektroda : Ag- (aq) + e Ag (s) E0 = + 0,80 volt

Ln3- (aq) + 3e Ln (s) E0 = -0,34 volt

Mn2-(aq)+2e Mg(s) E0 =-2,34 volt

42

Mn2- (aq) + 2e Mn (s) E0 = -1,20 volt

Dua setengah sel di bawah ini yang potensialnya paling besar adalah .

A. Mg/Mg2+//Ag+/Ag D. Mn/Mn2+//Mg2+//MgB. Ag/Ag+//Mg2+Mg E. Ag/Ag+//Ln2+/LnC. Mn/Mn2+//Ln3+/LnJawaban : A

Penyelesaian : Mg Mg2+ + 2e = 2,34Ag+ + e Ag = 0,80 + 3,14 (paling besar)

6. Diketahui potensial elektroda : Cr3+(aq) + 3e Cr(s) E = -0,71 volt Ag+(s) + e Ag(s) E = +0,80 volt Al3+(aq) + 3e Al(s) E = -1,66 volt Zn3+(aq) + 2e Zn(s) E = -0,74 volt Pt2+(aq) + 2e Pt(s) E = +1,50 voltReaksi-reaksi yang berlangsung adalah .A. Zn3+(aq) + Pt(s) Pt2+(aq) + Zn(s)B. Ag(s) + Cr3+(aq) Ag+(s) + Cr(s)C. Al3+(aq) + Cr(s) Al(s) + Cr3+(aq)D. Pt(s) + Ag+(aq) Ag(s) + Pt2+(aq)E. Cr3+(aq) + Al(s) Al3+(aq) + Cr(s)Jawaban : EPenyelesaian :

A.

B.

C.

43

D.

E.

7. Waktu yang diperlukan untuk melapisi suatu permukaan besi dengan 3,05 gram air seng dalam larutan ion seng yang dialirkan arus listrik sebesar 5 ampere adalah . (F = 96500, Ar Zn = 65,4)A. 4 menit 2 detik D. 375 menit 2 detikB. 15 menit 15 detik E. 30 menit 0 detikC. 60 menit 0 detikJawaban : E

Penyelesaian : I = 5 ; V = Valensi seng = 2Berat = 3,05

3,05

8. Reaksi yang terjadi pada katode dari elektrolisis larutan Na2SO4 adalah .A. 2H2O (aq) + 2e 2OH- (aq) + H2 (g)B. 2H+ (aq) + 2e H2 (g)C. Na+ (aq) + e Na (s)D. SO42- (aq) + 2e SO4 (aq)E. 4OH- (aq) 2H2O (aq) + O2 (g) + 4eJawaban : A

Penyelesaian : Na2SO4 2Na+ + SO42- Pada katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2 anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e

44

9. Pada elektrolisis larutan garam logam alkali atau alkali tanah tidak dihasilkan logamnya karena .A. sifat oksidatornya lemahB. sifat reduktornya lemahC. garam halidanya mempunyai titik leleh tinggiD. energi ionisasi tinggi dari logam lainE. ion logamnya tidak mengalami reduksiJawaban : E

Penyelesaian :

Pada elektrolisis larutan garam logam Alkali atau Alkali tanah tidak menghasilkan logam sebab :

- harga E lebih kecil dari E air

- ion logamnya tidak mengalami reduksi

10. Bila diketahui potensial elektroda standar :Al3+ (aq) + 3e Al (s) E = -1,76 voltZn2+ (aq) + 2e Zn (s) E = -0,76 voltFe2+ (aq) + 2e Fe (s) E = -0.44 voltCu2+ (aq) + 2e Cu (s) E = +0,34 voltBagan sel volta yang E selnya paling besar adalah .A. Al/Al3+//Zn2+/Zn D. Al/Al3+//Cu2+/CuB. Fe/Fe2+//Al3+/Al E. Al3+/Al//Cu2+/CuC. Zn/Zn2+//Cu2+ /CuJawaban : D

Penyelesaian :

45

11. Bila diketahui potensial elektroda standar :Pb2+ (aq) + 2e Pb (s) E = -0,13 voltFe2+ (aq) + 2e Fe (s) E = -0, 44 voltMg2+ (aq) + 2e Mg (s) E = -2,34 voltBagan sel volta yang E selnya paling besar adalah .A. Cu(s) + Mg2+(aq) Cu2+(aq) + Mg(s)B. Mg(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu(s)C. Pb(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu(s)D. Fe(s) + Mg2+(aq) Fe2+(aq) + Mg(s)E. Mg(s) + Pb2+(aq) Mg2+ + Pb(s)Jawaban : BPenyelesaian :

12. Bahan yang digunakan sebagai elektrode pada sel aki (accu) adalah .A. Pt dan C D. Zn dan CuB. Zn dan C E. Pb dan PbO2C. Pb dan PbO2Jawaban : EPenyelesaian : Reaksi aksiPb + PbO2 + H2SO4Pemakaian PbSO4 + H2OPengisian

13. Diketahui data potensial standar berikut :Zn2+ (aq) + 2a Zn (s) Eo = 0,76 volt Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) Eo = + 0,34 volt Mg2+ (aq) + 2e Mg (s) Eo = - 2,34 volt

46

Cr3+(aq) + 3e Cr (s) Eo = - 0,74 volt Harga potensial sel (E sel) yang paling kecil terdapat pada .A. Zn / Zn2+ (aq) // Cu2+(aq) / CuB. Zn / Zn2+ (aq) // Cr3+(aq) / CrC. Mg / Mg2+ (aq) // Cr3+ (aq) / CrD. Cr / Cr3+ (aq) // Cu2+ (aq) / CuE. Mg / Mg2+(aq) // Cu2+(aq) / CuJawaban : BPenyelesaian : Zn / Zn2+ (aq) // Cr3+(aq) / Cr

14. Berapakah massa logam perak yang diendapkan jika arus listrik sebesar 5 Ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 2 jam . (Ar : Ag = 108)A. 24,90 gram D. 42,09 gramB. 29,40 gram E. 49,20 gramC. 40,29 gramJawaban : C Penyelesaian :

15. Pada saat sel aki bekerja, reaksi yang terjadi pada katode adalah .A. Pb(s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2eB. Pb2+ (aq) + 2e Pb (s)C. PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO42- (aq) + 2e PbSO4 (s) + H2O (l)D. Pb2+ (aq) + O2 (g) PbO2 (s)E. H2SO4 (aq) 2H+(aq) + SO42- (aq)Jawaban : C

Penyelesaian :

Reaksi : PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO42- (aq) + 2e PbSO4 (s) + H2O (l)

16. Siswa melakukan eksperimen terhadap 5 batang paku yang diletakkan dalam 5 tabung reaksi.(1) Paku dalam tabung 1 di cat dulu(2) Tabung reaksi 2 berisi udara kering dan tertutup(3) Paku dalam tabung 3 dilumuri lemak dulu(4) Tabung reaksi 4 berisi udara lembab dan

tertutup(5) Tabung reaksi 5 berisi minyak tanah dan

tertutupProses korosi terjadi pada percobaan .

A. (1) dan (2) D. (2) dan (4)B. (1) dan (3) E. (1) dan (5)C. (2) dan (3)Jawaban : D

47

Penyelesaian :

Proses Korosi : proses terjadinya perkaratan antara logam dengan udara atau air.

17. Perhatikan gambar elektrolisis berikut ini :

Elektrolisis yang menghasilkan gas H2 ditunjukkan pada gambar .A. 1 dan 2 D. 2 dan 4B. 2 dan 3 E. 1 dan 4C. 3 dan 4Jawaban : CPenyelesaian : Elektrolisis NaClKatoda : 2H2O + 2e- 2OH- + H2 (g)Anoda : 2Cl- Cl2 + 2e-

Elektrolisis KNO3Katoda : 2H2O 2OH- + H2 (g)Anoda : 2H2O 4H+ + O2 (g)

18. Bagan penulisan sel yang benar sesuai gambar di berikut adalah .

A. Zn(s) / Zn2+(aq) // Ag+(aq) / Ag(s)B. Zn2+(aq) / Zn(s) // Ag(aq) / Ag+(s)C. Ag(s) / Ag+(aq) // Zn2+(aq) / Zn(s)D. Ag(s) / Ag+(aq) // Zn(s) / Zn2+(aq)E. Ag+(aq) / Ag(s) // Zn2+(aq) / Zn(s)

48

Jawaban : A

Penyelesaian : Ag+ sebagai anoda (terjadinya reaksi reduksi)Ag+ + e- AgZn2+ sebagai katoda (terjadinya reaksi oksidasi)Zn Zn2+ + 2e

19. Diketahui :Fe2+ (aq) + 2e Fe (s) E = 0,44 volt

Ne2+ (aq) + 2e Ne (s) E = -0,25 volt

Sn2+ (aq) + 2e Sn (s) E = -0,14 volt

Pb2+ (aq) + 2e Pb (s) E = -0,13 volt

Mg2+ (aq) + 2e Mg (s) E = -0,38 volt

Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) E = 0,34 volt

Berdasarkan E di atas. Logam yang dapat memberikan perlindungan katodik pada besi adalah .

A. Ne B. Sn C. Pb D. Mg E. CuJawaban : APenyelesaian : Ag+ sebagai anoda (terjadinya reaksi reduksi)Ag+ + e- AgZn2+ sebagai katoda (terjadinya reaksi oksidasi)Zn Zn2+ + 2e

20. Pada elektrolisis larutan perak nitrat dengan menggunakan elektrode karbon, persamaan reaksi yang terjadi pada anode adalah .A. Ag+ (aq) + e Ag (s)B. 2e + 2H2O (aq) 2OH- (aq) + H2O (g)C. 2H2O (aq) 4H+ (aq) + O2 (g) + 4eD. Ag (s) Ag+ (aq) + eE. 2NO3-(aq) 2NO2(g) + O2 (g)+ 2eJawaban : CPenyelesaian : Larutan AgNO3 Ag+ + NO3- 1x4

49

Katoda = 4Ag (s)Anoda = 4HNO3 + O2 (g)

21. Elektrolisis larutan yang menghasilkan logam alkali adalah .A. leburan AlCl3 dengan elektrode PtB. larutan KI dengan elektrode CC. larutan Na2SO4 dengan elektrode CD. larutan KNO3 dengan elektrode AuE. leburan NaCl dengan elektrode CJawaban : E

Penyelesaian : elektron leburan NaCl dengan elektroda C

22. Dari dua macam sifat fisis unsur-unsur :

Unsur dengan sifat oksidator terkuat adalah .A. P B. Q C. R D. S E. TJawaban : DPenyelesaian : Oksidator kuat bila potensial reduksi besar oksidator terkuat adalah unsur S potensial reduksi = + 1,36

23. Penulisan lambang sel yang tepat dari gambar sel di bawah ini adalah .

A. Cu(s)/Cu2+(aq)// Zn (s)/ Zn2+(aq)B. Zn (s)/Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s)

50

C. Cu2+(s)/Cu(s)//Zn2+(aq)/Zn(s)D. Zn2+(aq)/Zn//Cu(s)/Cu2+(aq)E. Zn(s)/Zn2+(aq)//Cu(s)/Cu2+(aq)Jawaban : DPenyelesaian : Elektroda (+) anoda : terjadi reaksi oksidasi : Cu Cu2+ + 2e (-) katoda : terjadi reaksi reduksi 2e + Zn2+ ZnZn2+(aq)/Zn(s)//Cu(s)/Cu2+(aq)

24. Elektrolisis terhadap larutan di bawah ini yang menghasilkan gas pada kedua elektrode karbonnya, adalah .A. NaCl (aq) D. NiCl2 (aq)B. CuSO4 (aq) E. SnSO4 (aq)C. AgNO3Jawaban : A

Penyelesaian : Larutan NaCl Na+ + Cl- | x 2|

25. Diketahui potensial reduksi standar untuk: Fe3+ / Fe2+ = + 0,77 volt; Zn 2+ / Zn = -0,76 volt Br2 / Br = +1,07 volt; Cu2+/ Cu = + 0,34 volt I / I- = + 0,54 volt; Reaksi berikut yang mempunyai potensial terkecil adalah .A. 2 Fe2+ (aq) + Br2 (aq) 2 Fe3+ (aq) + 2 Bi (aq)B. 2 Fe3 (aq) + 2 Br (aq) 2 Fe2+ (aq) + Br2 (l )C. 2 Fe3+ (aq) + 2I-(aq) 2 Fe2+ (aq) + I2 (s)D. Br2 (aq) + 2I (aq) 2Br (aq) + I2 (s)E. Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq)Jawaban : BPenyelesaian : A. - 0,77 + 1,07 = + 0,3B. + 0,77 - 1,07 = - 0,3C. + 0,77 - 0,54 = + 0,23D. 1,07 - 0,54 = 0,53E. + 0,76 + 0,34 = 1,1

51

26. Arus listrik 10 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 965 detik. Massa perak yang dihasilkan pada katoda adalah . (Ar : Ag =108,1 F = 96500 C/mol)A. 2,7 gram D. 27 gramB. 5,4 gram E. 54 gramC. 10,8 gram

Jawaban : CPenyelesaian :

27. Diketahui :Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E = +0,34 volt

Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) E = +0,77 volt

Pb2+(aq) + 2e- Pb(s) E = -0,13 volt

Cu2+(aq) + e- Cu+(aq) E = +0,15 volt

Berdasarkan data tersebut, reaksi sel yang tidak dapat berlangsung adalah .

A. Fe3+(aq) + Pb(s) Fe2+(aq) + Pb2+(aq)B. Cu2+(aq) + Pb(s) Cu+(aq) + Pb2+(aq)C. Pb2+(aq) + Cu(s) Pb(aq) + Cu2+(aq)D. Fe3+(aq) + Cu(s) Fe2+(aq) + Cu2+(aq)E. Fe3+(aq) + Cu+(s) Fe2+(aq) + Cu2+(aq)Jawaban : C

Penyelesaian :

Reaksi sel yang tidak dapat berlangsung adalah E bermuatan negatif.

52

28. Pada elektrolisis larutan H2SO4dengan elektroda Pt, reaksi yang berlangsung di anoda adalah .A. H(g) H+(aq) + e-B. H2(g) 2H+(aq) + 2e-C. 2H+(aq) + 2e- H2(g)D. 2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e-E. 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)Jawaban : D

Penyelesaian : Elektrolisa larutan H2SO4dengan elektroda Pt

29. Pada elektrolisis larutan ZnCl2 (Ar : Zn = 65) dengan, elektroda C menggunakan arus sebesar 4 selama 30 menit, menghasilkan endapan Zn di katoda sebanyak .A. 1,2 gram D. 24,2 gramB. 2,4 gram E. 32,5 gramC. 4,8 gramJawaban : B Penyelesaian : Zn2++ 2e- Zn (katoda) n = 2Arus (I) = 4 AmpereWaktu (t) = 30 x 60 detik = 1800 detikAr Zn = 65

30. Diketahui data dari E reduksi beberapa ion logam : E Sn2+= -0,14 volt

E Mg2+= -2,37 volt

E Cu2+= +0,34 volt

E Fe2+= -0,44 volt

E Ni2+= -0,25 volt

E Pb2+= -0,13 volt

Logam yang dapat mencegah terjadinya korosi besi secara katodik adalah .

53

A. Mg B. Cu C. Sn D. Ni E. PbJawaban : A

Penyelesaian :

Logam yang dapat mencegah terjadinya korosi secara katodik adalah Mg karena Mg lebih reaktif dari logam yang lainnya maka Mg akan mengalami reaksi oksidasi lebih dahulu.

31. Diketahui potensial elektroda : F2(g) + 2e 2F-(aq) E = +2,87 volt

Cl2(g) + 2e 2Cl-(aq) E = +1,36 volt

Br2(l) + 2e 2Br-(aq) E = +1,06 volt

I2(S) + 2e 2I-(aq) E = +0,54 volt

Harga potensial elektroda : F2(g) + 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2F-(aq) adalah .

A. 1,51 volt D. 3,41 voltB. 1,90 volt E. 3,39 voltC. 2,42 voltJawaban : A

Penyelesaian : Harga potensial sel untuk reaksi :

32. Pada leburan bauksit (Al2O3) dalam kreolit cair dialiri arus besar 9,65 ampere selama 6 jam jika diketahui Ar : Al = 27, massa logam Al yang terbentuk di katoda sebanyak .A. 0,324 gram D. 19,44 gramB. 1,944 gram E. 58,32 gramC. 16,20 gramJawaban : D

54

Penyelesaian :

33. Diketahui :Li2+(aq) + 2e Li(s) E = -0,14 voltFe2+(aq) + 2e Fe(s) E = -0,44 voltCu2+(aq) + 2e Cu(s) E = +0,34 voltPb2+(aq) + 2e Pb(s) E = -0,13 voltMg2+(aq) + 2e Mg(s) E = -2,38 voltNi2+(aq) + 2e Ni(s) E = -0,25 voltLogam yang dapat mencegah korosi pada pipa besi adalah .A. Timah D. tembagaB. Nikel E. magnesiumC. TimbalJawaban : E

Penyelesaian :

Logam yang dapat mencegah korosi dari pipa besi adalah logam yang memiliki harga E lebih kecil dari besi yaitu logam magnesium (Mg), karena lebih mudah mengalami oksidasi.

34. Arus listrik 10 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 965 detik. Massa perak yang dihasilkan pada katoda adalah . (Ar : Ag = 108)A. 2,7 gram D. 27 gramB. 5,4 gram E. 54 gramC. 10,8 gramJawaban : C

Penyelesaian : Elektrolisis AgNO3Massa perak di katoda = .... ?i = 10 ampere

55

t = 965 detik

35. Elektrolisis larutan KCl menggunakan elektroda karbon akan menghasilkan .A. Logam K di katoda D. Gas Cl2 di katodaB. Gas H2 di katoda E. larutan basa di anodaC. Gas O2 di anodaJawaban : BPenyelesaian : KCl K+ + Cl- x 22 KCl 2 K+ + 2 Cl-

Katoda : 2 H2O + 2e H2 + 2 OH-

Anoda : 2 Cl- Cl2 + 2e-

Pada bagian katoda menghasilkan Gas H2.

36. Diketahui potensial elektroda dari : Al3+ + 3e Al E = -1,66 volt Fe2+ + 2e Fe E = -0,44 volt

Reaksi redoks : 2 Al (aq) + 3 Fe2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Fe (s) menghasilkan potensial sel sebesar .

A. +2,10 volt D. -1,22 voltB. +2,00 volt E. -2,10 voltC. +1,22 voltJawaban : BPenyelesaian : (1) Al3+ + 3e Al E = +1,66 volt(2) Fe2+ + 2e Fe E = -0,44 volt Untuk membentuk reaksi : 2 Al (aq) + 3 Fe2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Fe (s) Reaksi (1) dibalik : Al Al3+ + 3e E = +1,66 volt x 2 Fe2+ + 2e Fe E = -0,44 volt x 3

2Al 2Al3+ + 6e E = +3,32 volt 3Fe2+ + 6e 3Fe E = -1,32 volt

56

2Al + 3Fe2+

2Al3+ + 3 Fe E = +2,00 volt

37. Pada reaksi elektrolisa larutan NiSO4 dengan elektroda Ag. Reaksi yang terjadi pada anoda adalah .A. Ni2+ (aq) + 2e Ni (s)B. Ag (aq) Ag+ (aq) + eC. Ni (s) Ni2+ (aq) + 2eD. 2 H2O (l) + 2e H2 (g) + 2 OH- (aq)E. 2 H2O (l) 4 H+ (aq) + O2 (g) + 4eJawaban : E

Penyelesaian :

Reaksi Elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda Ag NiSO4(aq) Ni+2(aq) + SO4-2(aq)

Sisa asam dari (SO4-2, NO3-, PO4-3) tidak dioksidasi yang mengalami oksidasi adalah pelarut air.

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

38. Jika diketahui potensial elektroda standard dari :Ag+(aq) + e Ag(s) E = +0,80 volt

In3+(aq) + 3e In(s) E = -0,34 volt

Mg2+(aq) + 2e Mg(s) E = -2,37 volt

Mn2+(aq) + 2e Mn(s) E = -1,20 volt

Pasangan yang memberikan perbedaan potensial sebesar +1,14. volt adalah .

A. Ag Ag+ dan Mn2+ MnB. In In3+ dan Ag+ AgC. Mn Mn2+ dan Mg2+ MgD. Ag Ag+ dan In3+ InE. Mg Mg2+ dan Ag+ AgJawaban : B

Penyelesaian : In In3+ E = +0,34 voltAg+ Ag E = + 0,80 volt

In + Ag+ In3+ + Ag Esel = 1,14 volt

39. Perhatikan gambar berikut :

57

Peristiwa elektrolisasi dari ke lima gambar di atas yang menghasilkan gas pada suhu kamar di kedua elektrodanya adalah .

A. 1 dan 2 D. 4 dan 5B. 2 dan 4 E. 1 dan 3C. 3 dan 5Jawaban : CPenyelesaian : Reaksi-reaksi yang terjadi pada masing-masing elektrodanya adalah :1. Larutan NaCl Katoda : Na+ + e Na Anoda : 2Cl- Cl2 + 2e. Hanya ada gas di anoda yaitu gas Cl2.2. Larutan AgNO3 pada elektroda innert. Katoda : Ag+ + 2 e -> Ag Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e. Di katoda terbentuk logam Ag, di anoda gas O23. Larutan CuSO4 dengan elektroda innert. Katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2 Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e Di katoda gas H2, di anoda gas O24. Larutan CuSO4 dengan elektroda Cu. Katoda : Cu2+ + 2e Cu Anoda : Cu Cu2+ + 4e5. Larutan KNO3 pada elektroda innert. Katoda : 2H2O + 2e 2OH- + H2 Anoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4e Di katoda terbentuk gas H2, di anoda gas O2Jadi peristiwa elektrolisasi terjadi pada gambar 3 dan 5

40. 50 ml larutan Ba(OH)2 0,1 M diperlukan untuk menetralisir hasil elektrolisis LSO4 dengan elektroda Pt. Jika di katode terbentuk 0,325 gram logam L, maka massa atom relatif logam tersebut adalah .A. 24 B. 40 C. 56 D. 59 E. 65Jawaban : E

58

Penyelesaian : Katoda : 2L2+ + 4 e 2LAnoda : 2H2O 4H+ + O2 + 4 e.

2L2+ + 2H2O 2L + 4H+ + O2(H+) dapat dinetralkan oleh 50 ml larutan Ba(OH)2 0,1M.Berarti (H+) = (OH-).

(OH-) = = 10-2 mol = (H+)

mol L= x 10-2 = 5 x 10-3 mol.5 x 10-3 mol = 0,325 gram.

1 mol = = 65 gram

1. Sebutkan hal-hal yang harus diperhatikan sebelum menyetarakan persamaan reaksi redoks!Jawab: a. Menentuan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi b. Menyetarakan koefisien unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks. c. Menentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi dari oksidator dan

reduktor, dimana jumlah biangan oksidasi, sama dengan jumlah atom dikalikan perubahan bilangan oksidasinya.

d. Menamakan jumlah perubahan bilangan oksidasi dengan memberikan oefisien yang sesuai

e. Menyetarakan atom H dengan menambahkan OH-f. Menyetarakan jumlah unsur-unsur lain dengna urutan kation, anion,

hydrogen dan oksigen.

2. Tentukan senyawa yang bertindak sebagai oksidator dan reduktornya dari reaksi berikut! Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Jawab: Zn + CuSO4 ZnSO4 + CuOksidator : CuSO4 Reduktor : Zn

3. Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode setengah reaksi!a. MnO4-(aq) +C2O42-(aq) CO2(g) + Mn2+(aq)b. Cl-(aq) + MnO4-(aq) Cl2(g) + MnO2(g)Jawab : a. MnO4- +C2O42- CO2+ Mn2+

59red

oks

+7 2++4+3

oks red-1 0+7

Oksidasi : C2O42- 2CO2 + 2e x5Reduksi : MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O x2 5C2O42- 10CO2 + 10e 2MnO4- + 16H + + 10e 2Mn 2+ + 8H 2O 2 MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ 10CO2 + 2 Mn2+ + 8H2O

b. Cl- + MnO4- Cl2 + MnO2

Oksidasi : 2Cl- Cl2 +3eReduksi : MnO4- + 2H2O + 3e MnO2 + 4 OH-6Cl- 3Cl2 + 6e2MnO4- + 4H 2O + 6e 2MnO 2 + 8 OH - 6Cl + 2MnO4 + 4H2O 3Cl2 +2MnO2

4. Setarakan reaksi redoks berikut dengan metode bilangan oksidasi!

KMnO4(aq) + H2SO4(aq) + KNO2(aq) K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l) + KNO3(aq)

Jawab :

KMnO4 + H2SO4 + KNO2 K2SO4 + MnSO4 + H2O + KNO3

2KMnO4 + H2SO4 + 5KNO2 K2SO4 + 2MnSO4 + H2O + 5KNO3

5. Apa yang dimaksud dengan reaksi disproporsionisasi? Berikut contohnya!Jawab:Reaksi disproporsionisasi adalah suatu reaksi dimana unsur dalam suatu reaksi yang mengalami reduksi dan oksidasi Contoh: Cl2 + 2KOH KCl + KClO + H2O

6. Diketahui dua electrode sebagai berikut:Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) E0 = -0,14 volt Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0,34 voltJawab: Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) E0 = -0,14 volt Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) E 0 = +0,34 volt Sn + Cu2+ Sn2+ + Cu E0 = + 0,48 volt

60

+4

red

Oks 2

+7 +33 +3+2

redoks

0 -1 +1

7. Diketahui: Mn(s) | Mn2+(aq) || Fe2+(aq) | Fe(s)a. Tuliskan reaksi redoks untuk sel tersebut!

b. Hitung E0sel nya jika diketahui E0redMn = -1,18 volt dan E0redFe = -0,44 volt!

Jawab :

a. Mn + Fe2+ Mn2+ + Fe

b. Mn Mn2+ + 2e Eo = -1,18

Fe 2+ + 2e Fe E o = -0,44

Mn + Fe2+ Mn2+ + Fe Eo = -1,62 volt

8. Diketahui: Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76 volt Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0,34 volt Ag+(aq) + e- Ag(s) E0 = +0,80 volt Apakah reaksi berikut dapat berlangsung? a. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)b. Ag(s)| Ag+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Jawab : a. Zn Zn2++ 2e E0 = + 0,26 volt

Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) E 0 = +0,34 volt 2Aq+ + Cu 2Aq + Cu2+ E0 = -0,46 voltTidak berlangsung

9. Bagaimanakah reaksi pada waktu sebuah aki diisi dengan arus listrik?Jawab :Akan terjadi reaksi balik

10. Logam A dapat mendesak logam B dari larutannya, logam C dapat mendesak logam B dari larutannya logam C tidak dapat mendesak logam A dari larutannya. Tentukan potensial reduksi yang semakin negative dari ketiga logam tersebut!Jawab:A C B

61

oksred

0 +2+2 0

11. Jelaskan reaksi yang terjadi di katode pada elektrolisis!Jawab:Reasi pada katode yaitu jika logam-logam alkali, alkali tanah Al+ Mn dan ion-ion logam yang memiliki Eo< -0,8v tidak direduksi tapi yang tereduksi adalah logam itu sendiri dan jika logam tersebut terelektrolisis dalam bentuk leburan maka yang tereduksi adalah logam itu sendiri.

12. Tentukan reaksi yang terjadi di katode dan anode pada elektrolisis berikut ini!a. Larutan Na2SO4 dengan electrode C b. Larutan NiCl dengan electrode CJawab:a. Na2SO4 2Na+ + SO42-

Katoda (-) 2H2O + 2e 2OH- + H2Anoda (+) 2 Cl Cl 2 + 2e

2H2O + 2Cl 2OH- + Cl + H2b. NaCl Na2+ + Cl-

Katoda (-) 2H2O + 2e 2OH- + H2Anoda (+) 2 Cl Cl 2 + 2e

2H2O + 2Cl 2OH- + Cl2 + H313. Berapa liter gas oksigen (STP) dapat terbentuk jika arus 10 ampere dialirkan

selama 965 detik kedalam larutan asam sulfat?Jawab:

Wo2 = gr1108500.96965.10.8

=

Wo2 = mol110328

Vo2 = 41

x 10-1 x 224 x 10-1 = 0,56 L

14. Arus sebesar 0,1 faraday dialirkan kedalam 500 mL larutan Kl. Jika volume larutan dianggap tetap, berapa pH larutan setelah elektrolisis selesai?Jawab : 1 mol e = 1f 01, mo e 0,1f

Konsentrasi = 1000

50010 1

= 5001000 = 2 x 10-1

pDH = log 2 x10-1pH = 4-(1-Log2) pH = 13 + Log 2

= 13,3

15. Tiga buah sel dihubungkan secara seri, masing-masing sel buturut-turut berisi larutan CuSO4, AgNO3, dan NaNO3. Selama proses elektrolisis berlangsung telah terjadi 6,35 gram tembaga dalam sel pertama. Tentukan :

62

a. Massa perak yang diendapkan dalam sel kedua b. Volume gas oksigen yang dihasilkan dalam sel ketigaJawab: Cu2+ + 2e Cu Ag2+ + e Ag

a. Wag = eAg eCuWCu

= 2

35,635,6.

1108

= 108 . 6,35 . 5,632

= 21,6 gram b. Anoda (+) H2O 2O2 + 2H + 2e

WO2 = eO2 eCuWCu

= 8. 2

35,635,6

= 8 x1o-1 x 2 = 1,6 gram

NO2 = molxx 11 10

21

321016

=

VO2 (STP) = L12,1102241021 11 =

16. Ke dalam 100 mL larutan CuCl2 2M dialirkan arus sebesar 10 ampere. Berapa waktu yang diperlukan untuk mengendap semua ion tembaga? Jawab:CuCl2 Cu2+ + 2Cl-

K(-) Cu2+ + 2e Cu

0,2.63,3 = t.96500

10.23,63

t = 965 . 5,632

. 63,5 x 2

t = 2860 detik

17. Pada elektrolisis larutan MSO4 memakai electrode Pt, dapat dihasilkan 1,035 gram logam M. larutanhasil elektrolisis dengan KOH 0,2 M ternyata diperlukan 50 mL. tentukan masa atom relative logam M tersebut!Jawab: MsO4 M2+ + SO42-K (-) M2+ + 2e M

A (+) H2O 221 O + 2+ |+ + 2e

Dinetralkan oleh KOH (basa kuat)

63

2KOH 2 K+ + 2OH-nKOH = 20 mmol 10-2 mol Ar m = 1035 x 10-3 = 20

nO2 = 21 x 10-2 = 0,5

18. Untuk mengendapkan 3,175 gram Cu dari larutan CuSO4 2 M dengan cara elektrolisis, berapa electron yang diperlukan ? (Ar: Cu = 63,5, S = 32, O = 16)Jawab:CuSO4Cu2+ + SO42-K (-) Cu2 + 2e Cu (1) 3,175 gr Cu

n = mol201

5,63175,3

= - 0,05 mol

e = 211 x 0,05 = 0,1 mol

19. Jelaskan secara singkat proses elektrolisis dalam indsutri Na dan gas Cl2!Jawab:NaCl Na+ + Cl-

K(-) Na + +e Na + e

A (+) Cl 21

Cl2 + e

20. Jelaskan proses pemurnian tembaga dari tembaga tidak murni!Jawab:Tembaga kotor dijadikan anode, tembaga murni sebagai katude, larutan elektrolit digunakan SuSO4 selama elektrolisis, tembaga dari anode terus menerus di larutkan dan diendapkan pada katode. Katode Cu2+ + 2e- CuAnode Cu Cu2+ + 2eCu(s) Anode Cu (s) Katode

21. Apa yang dimaksud dengan korosi? Bagaimana rumus kimia karat besi?Jawab: Korosi yaitu reaksi redoks antara logam dan beberapa zat yang berada

dilingkungan akan menghasilkan senyawa-senyawa lain yang tidak dikehendaki.

Karat besi = Fe (OH)3 . xH2O 22. Korosi besi merupakan proses elektrokimia. Tuliskan reaksi perkaratan besi:

a. Anodeb. Katodec. Reaksi selJawab:a. Anode: Fe(s) Fe2+(aq) + se- Eo = +0,44 voltb. Katode : O2(s) + 4H+ + 4e- H2O(l) Eo = +1,23 volt

64

23. Sebutkan zat-zat yang dapat mempercepat terjadinya proses korosi besi (Fe)!Jawab:1. Tingkat keasaman/zat terlarut membentuk asam 2. Kontak langsung dengan senyawa elektrolit 3. Kontak dengan logam lain4. Kerapatan logam 5. Adanya O26. Letak logam dalam deret potensial reduksi

24. Sebutkan cara untuk mencegah terjadinya korosi pada besi!Jawab:1. Mengusahakan pencampuran zat-zat dalam logam tersebar homogen2. Mengecat untuk mencegah kontak permukaan logam dengan udara3. Pelapisan dengan timah (tin plating) 4. Melumuri dengan oli/gemuk untuk mencegah kontak dengan air. 5. Penyalutan (galuanisasi) 6. Pelapisan dengan kromium (chromium plating) 7. Perlindungan katodik/pengorbanan anode (sacrificial/protection)

25. Bagaimana cara untuk menlindungi pipa besi yang ditanam dalam tanah dari korosi?Jawab:Dengan cara perlindungan katodik/pengorbanan anode yaitu dengan menggunakan magnesium dengan besi, maka yang terjadi magnesium akan berkarat sedangkan besi tidak.

26. Diketahui :Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E0 = -0,25 volt Co2+(aq) + 2e- Co(s) E0 = -0,28 voltAl3+(aq) + 3e- Al(s) E0 = -1,16 voltSn4+(aq) + 4e- Sn(s) E0 = +0,13 voltPeriksalah apakah reaksi berikut dapat bereaksi spontan pada kondisi standar!Co(s) + Ni2+(aq) Co2+(aq) + Ni(s)Jawab:Co + Ni2+ Co2+ + NiCo Co2+ + 2e Eo = +0,28 voltNi 2+ + 2e Ni E o = -0,25 volt Co + Ni2+ Co2+ + Ni Eo = +0,03 volt

27. Tuliskan reaksi elektrolisis berikut!a. Elektrolisis larutan Zn(NO3)2 dengan electrode grafit.b. Elektrolisis larutan FeSO4 dengan electrode Pt.

65

Jawab:a. Zn (NO3)2 Zn2+ +2NO3-

Katode (-) Zn2+ + 2e Zn

Anode (+) H2O 21 O2 + 2H + + 2e

Zn + H2O Zn + 21 O2 + 2H-1

b. FeSO4 Fe2+ + SO42-

Katode (-) Fe2+ + 2e Fe

Anode (+) H2O 21 O2 + 2H + + 2e

Fe2+ + H2O Fe + 21 O2 + 2H-1

28. Diberikan setengah reaksi:MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)So32-(aq) + H2O(l) SO42-(aq) + 5H+(aq) + 2e-Pada penyetaraan reaksi redoks yang melibatkan MnO4- dalam suasana asam, tentukan perbandingan koefisien MnO4- dan SO32-!Jawab: 2MnO4-+ 16H+ + 10e 2Mn2+ + 8H2O5So32- + 5H 2O 5SO 42- + 10H + + 10e - 2MnO4+ 5SO32- + 16 H+ + 5H2O 2Mn2+ + 5SO42- + 10H+ + 8H2O

29. Unsur flourin dapat diperoleh dengan cara elektrolisis leburan KHF2 sesuai

reaksi: HF2- HF + 21

F2+ e-. tentukan waktu yang diperlukan untuk

memperoleh 15 liter F2 (diukur pada oC dan tekanan 1 atm) dengan arus 20 ampere (1 faraday = 96.500 coulomb, 1 mol gas = 22,4 liter)!

Jawab:V STP = mol x 22,4

M = 4,22StP

M = 67,04,2215

=

Wf2 = 000.96..2 tieF

O,67 x Ar = 000.96

1Ar

. 20 . t

T = 20

796.500.0,6 = 3232,75 detik

66

30. Diketahui:Cu (E0 = +0,4 volt) Sn (E0 = -0,14 volt)Mg (E0 = -2,37 volt) Zn (E0 = -0,76 volt)Berdasarkan data potensial standar diatas, tentukan logam yang dapat dipakai untuk melindungi besi (E0=-0,44 volt) terhadap kerusakan korosi!Jawab:Mg (Eo = -2,32 volt), Zn (Eo= 0,96 volt)

67

e. Persamaan NernstII.5. Termodinamika Sel ElektrokimiaKontribusi awal terhadap termodinamika sel elektroda kimia diberikan oleh Joule (1840) yang memberikan kesimpulan bahwa :II.6. Sel KimiaKoefisien Aktivitas

Sel KonsentrasiReaksi keseluruhan merupakan perpindahan hidrogen dari yang bertekanan tinggi ke tekanan yang lebih rendah.Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustarsikan sebagai berikut : Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt