modul elektrokimiaMinggu, 21 Oktober 2012

modul elektro kimiaTujuan Percobaan:Percobaaan ini bertujuan untuk mengetahui reaksi yang terjadi di daerah anoda serta pengaruh kekuatan arus pada reaksi tersebut, bila dipakai berbagai macam elektroda.

Dasar Teori: 

Energi listrik merupakan salah satu bentuk energi yang paling banyak dibutuhkan, baik untuk sekarang maupun masa yang akan datang, listrik tidak dapat dipisahkan dari kehidupan kita. Bahkan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi saat ini tidak dapat lepas dari peranan listrik itu sendiri walaupun berbagai usaha dilakukan untuk mencari pengganti energi listrik itu, misal energi tenaga surya, dan lain sebagainya.

Salah satu cabang ilmu kimia yang mempelajari dan meneliti tentang penggunaan pengubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya, energi listrik digunakan untuk menjalankan reaksi kimia adalah elektrokimia, yang salah satunya mempelajari tentang sel elektrokimia.

            (Maron & Lando,”Fundamental of Physical Chemistry”.p553)Pada dasarnya, sel elektrokimia yang digunakan mempunyai dua fungsi penting, yaitu :a.  mengubah energi kimia menjadi energi listrik           Contoh: accumulator, cell kering.

      b.  mengubah energi listrik menjadi energi kimia           Contoh: pengisian accu, elektrolisis.             ( Soekardjo.”Kimia Fisika”.p391) 

Dalam elektrokimia, dikenal istilah sel dan baterai. Keduanya mempunyai pengertian yang berbeda. Sel adalah suatu susunan tunggal dari dua elektroda dan sebuah elektrolit yang mampu menghasilkan listrik dari aksi kimia dalam sel atau menghasilkan aksi kimia dari listrik yang melalui sel.Sedangkan baterai adalah kombinasi dari dua atau lebih sel – sel yang disusun secara seri atau paralel. Misal, pada baterai 6 volt yang sering kita lihat dalam kehidupan sehari – hari merupakan sebuah kombinasi dari 3 sel 2 volt yang dihubungkan secara seri.

            (Maron & Lando.”Fundamental of Physical Chemistry”.p554)Sel elektrokimia terdiri dari beberapa macam, yaitu :1. Sel Volta atau Sel Galvanik

Adalah sel dimana energi bebas dari reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Hubungan antara energi bebas dari reaksi kimia dengan tegangan dinyatakan dengan persamaan berikut :G = -nFE

dimana :G  =  energi bebas Gibbs   F  =  Faraday   E  =  electromotive force cell ( volt )                      n = jumlah molekul elektron yang berperan pada reaksi kesetimbangan Contoh : batu baterai dan aki2. Sel Elektrolisis

Adalah sel dimana energi listrik digunakan untuk berlangsungnya suatu reaksi kimia. Sel ini merupakan kebalikan dari sel Galvanik. Emf, perbedaan potensial yang disebabkan karena adanya arus yang mengalir dari elektroda berpotensial tinggi menuju elektroda berpotensial rendah, yang diperlukan untuk berlangsungnya proses ini akan sedikit lebih tinggi daripada emf yang dihasilkan oleh reaksi kimia, dan ini didapat dari lingkungannya. Reaksi kimia spontan menghendaki G menjadi negatif. Kesetimbangan akan terjadi bila G dan E sama dengan nol. Reaksi dengan nilai E lebih positif akan terjadi lebih dahulu daripada reaksi – reaksi dengan kepositifan yang lebih rendah.Contoh : peristiwa penyepuhan logam dan penanganan korosi.      (Dogra, ”Kimia Fisika dan Soal-Soal”.p511)Dalam elektrokimia , kerja dari sel dihitung berdasarkan macam elektrodanya. Macam elektroda dapat digolongkan menjadi tujuh macam, yaitu :

1. Elektroda Logam- Ion LogamElektroda yang termasuk dalam tipe ini adalah logam–logam dalam ke

setimbangan dengan ion–ion dari logamnya. Semua elektroda ini beroperasi dalam reaksi umum berikut :

M = M+n +  e-

Misalnya elektroda Zn, Cu, Cd, Na, dan lain – lain.2. Elektroda Amalgama

Elektroda ini hampir sama dengan elektroda Logam-Ion Logam, tetapi amalgama lebih aktif dan aktifitas logamnya lebih rendah sebab diencerkan oleh Hg. Misalnya elektroda Pb(Hg) dalam larutan Pb++  reaksinya adalah sebagai berikut:

Pb(Hg)      Pb++ (apb++)  +  2e  + Hg 

3.   Elektroda GasElektroda gas terdiri dari gelembung gas dari kawat atau foil logam yan

g inert yang dicelupkan dalam larutan yang berisi ion. Elektroda gas yang umum digunakan adalah elektroda hidrogen, elektroda chlorine, dan elektroda oksigen. Elektroda gas terdiri atas gas yang dimasukkan bergelembung ke dalam larutan yang berisi in yang setimbang dengannya, sebagai hubungan luar biasa dipakai Pt dilapisi Pt hitam.4.    Elektroda Logam-Garam Tidak Larut

Elektroda ini setimbang dengan ion-ion sisa asam dari garam yang bersangkutan.       Misalnyaelektroda : Ag/AgCl(s), Cl-        

5.    Elektroda Logam-Oksigen LogamElektroda-elektrooda ini setimbang dengan ini ion OH- dalam larutan. D

ari ini yang penting ialah elektroda Sb/Sb2O3(s), OH-:2Sb + 6H-     =        Sb2O3(s) + 3H2O + 6e

Karena : 6H2O   =  6H+   +  6OH-Maka,     Sb(s)    +  3H2O                      Sb2O3(s)         + 6H+

6.    Elektroda Oksidasi-ReduksiElektroda ini terdiri atas logam Pt yang dimasukkan dalam larutan yang 

berbentuk oksidasi dan reduksinya.       Misalnya: elektroda Pt/Fe++, Fe+++

                                                            (Soekardjo.”Kimia Fisika”.p403-408)Pada sel elektrokimia, baik itu sel Volta maupun sel elektrolisis, berl

angsung reaksi redoks pada bagian-bagian sel yang disebut dengan elektroda. Ada dua jenis elektroda, yaitu :AnodaAdalah elektroda tempat terjadinya proses oksidasi. Pada sel Volta, karena adanya reaksi yang spontan dan karena adanya pelepasan elektron dari elektroda ini, maka anoda bermuatan negatif. Sedangkan pada sel elektrolisis, sumber eksternal tegangan didapat dari luar sehingga anoda bermuatan positif  bila dihubungkan dengan katoda. Dengan demikian ion–ion bermuatan negatif mengalir ke anoda untuk dioksidasi. KatodaAdalah elektroda tempat terjadinya proses reduksi. Pada sel Volta, katoda bermuatan positif bila dihubungkan dengan anoda. Ion – ion bermuatan positif mengalir ke elektroda ini  ( katoda ) untuk direduksi oleh elektron – elektron yang datang dari anoda. Sedangkan pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif. Ion – ion bermuatan positif (kation) mengalir ke elektroda ini untuk direduksi. Dengan demikian, pada sel Volta, elektron bergerak dari anoda ke katoda dalam sirkuit eksternal. Sedangkan pada sel elektrolisis, elektron didapat dari aki atau baterai eksternal masuk melalui katoda dan keluar lewat anoda.       (Dogra,”kimia Fisika dan Soal-Soal”.p513 )Potensial Elektroda StandarUntuk mengetahui peristiwa reduksi – oksidasi yang terjadi didalam sel-sel elektrokimia perlu mengetahui  tentang potensial reduksi atau potensial elektroda standar atau Eo. Harga Eo dari suatu reaksi reduksi sebenarnya tidak dapat dihitung, sebab reaksi ini selalu disertai oleh reaksi oksidasi. Sehingga harga Eo tidak dapat dihitung dari setengah reaksi saja (reaksi yang penuh adalah reaksi oksidasi - reduksi ).  Harga Eo yang dipakai adalah harga Eo relatif yang dibandingkan dengan elektroda standar yaitu elektroda Hidrogen.                (Maron & Lando.“Fundamental of Physical Chemistry”.p568)Harga Eo  diatas lebih tepat disebut potensial reduksi standard atau potensial elektroda standard. Harga Eo atau potensial elektroda standart (elektroda hidrogen) adalah 0 volt. Elektroda pembanding ini terdiri dari gas hidro

gen murni bertekanan 1 atmosfer dan suhu 25o C, yang dialirkan pada elektroda platina (Pt), yang  bersentuhan dengan larutan asam (H+) yang mengandung 1 M (H+). Reaksi yang terjadi pada permukaan platina adalah reaksi reduksi.

2 H+ + 2 e -                        H2(g)            Eo = 0 voltDengan membandingkan potensial elektroda lain dengan potensial 

elektroda standard maka kita dapat menentukan potensial elektroda tersebut. Keadaan standar elektrokimia dinyatakan :

1.   Untuk semua senyawa yang dapat larut, aktivitasnya (konsentrasi) sama    dengan 1 molar.2. Untuk semua gas, tekanan parsialnya adalah 1 atm.3. Untuk semua zat cair dan zat padat murni keadaannya stabil pada 25 C.              (Maron & Lando.”Fundamental of Physical Chemistry”.p569)Potensial Elektroda Muatan pada suatu elektroda, karena adanya kelebihan atau kekurangan elektron pada logam. Muatan negatif yang besar, menunjukkkan adanya senyawa pereduksi yang kuat (elektron donor yang bagus). Potensial suatu elektroda adalah beda potensial antara dua titik, yaitu elektrode dari suatu sel.Suatu titik yang memiliki potensial listrik yang tinggi juga punya muata positif (+) yang tinggi. Beda potensial merupakan beda muatan pada dua titik. Potensial elektrode adalah beda potensial terhadap elektroda standar reference, sedangkan potensial sel adalah beda potensial antara dua elektroda dan lebih sering disebut voltage sel / ElektroMotive Force (EMF) dinyatakan sebagai Esel atau E.                  (Maron & Lando.”Fundamental of Physical Chemistry”.p573)Elektrolisis

Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit yang disebabkan oleh arus listrik. Dalam sel ini akan terjadi reaksi kimia yang disebabkan energi listrik. Sel ini terdiri dari elektrolit yaitu sel atau zat yang dapat menghantarkan arus listrik, dan kedua elektroda yang ada dihubungkan dengan sumber arus listrik searah.Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif dari sumber arus searah disebut katoda, dan elektroda yang dihubungkan dengan kutup positif sumber arus disebut anoda. Pada katoda terjadi reaksi reduksi sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

Reaksi-reaksi yang terjadi pada elektroda tergantung  pada jenis ion dalam larutan jenis elektroda. Elektroda yang biasanya dipakai adalah elektroda yang inert, yaitu elektroda yang tidak mengalami reaksi dengan zat yang dielektrolisis, misalnya elektroda (Pt) dan carbon (C).Ada dua prinsip yang khas dari elektrolisis yaitu,

1. Kaitan antara beda potensial yang digunakan dan arus yang mengalir melalui elektrolisis.

2. discas yang selektif diantara ion-ion pada permukaan elektroda. Reaksi-reaksi yang mungkin terjadi pada katoda :1. Ion Hidrogen (H+) direduksi menjadi H2 :

            2 H+  + 2 e -                                       H2  (g)

2. Jika yang dielektrolisis adalah larutan dari ion-ion logam alkali, maka ion-ion logam tersebut tidak direduksi dari larutan, tetapi yang mengalami reduksi adalah air dari larutan. Karena Eo air  lebih besar,       Reaksinya:

           2 H2O + e-                                   H2  + 2 OHTetapi apabila yang dielektrolisis adalah lelehan atau leburan dari  logam-logam diatas tadi, maka ion-ion itu direduksi menjadi logamnya.      Contoh :

      Na+  + e-                                    Na      Ca2+           +  2e-                                   Ca

       Al3+          +  3e-                                                   Al3.  Apabila yang dielektrolisis adalah ion-ion logam Ag, Zn, dan Cr, maka ion-

ion        logam itu direduksi menjadi logamnya.      Contoh :

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

       Cr3+    +        3e-              Cr(s)                                 Reaksi -reaksi yang mungkin terjadi pada anoda atau reaksi oksidasi adalah :Anoda yang dapat dipakai antara lain Pt dan Au serta batang grafit karena tidak mengalami reaksi oksidasi.1.  Ion OH - dioksidasi menjadi gas O2 dan H2OReaksinya :

          4 OH -                                           2 H2O  + O2   + 4 e -

  2. Jika anion terdiri dari anion yang mengandung oksigen seperti  NO3-,  S

O42- , PO4

3- ,maka yang mengalami oksidasi adalah H2O karena E0 oksidasinya besar. Reaksinya : 

                  2 H2O                                   4 H + + O2    + 4 e -

3. Jika anion terdiri dari anion halogen ( F- , Cl- , Br - , I - ) maka anion itu dioksidasi menjadi molekul halogennya.       Contoh  :

       2 Cl -                                   Cl2  +  2 e -

       2 I -                                       I2  +  2 e –

Hukum FaradayMichael Faraday mengemukakan bahwa jumlah zat pada katoda da

n anoda sebagai produk elektrolisis. Contoh :     Elektrolisis larutan AgNO3 akan diperoleh endapan perak (Ag) dikatoda.

Ag +   +    e -                                                  Ag(S)    1 mol Ag +       1 mol elektron

Muatan 1 elektron adalah 1,6  10-19 Coulomb. Maka muatan 1 mol elektron adalah (1,6  10-19)  (6,02  1023)  Coulomb atau 96500 Coulomb = 1 Faraday.Jadi 1 Faraday = 1 mol elektron = 96500 Coulomb.                               (Glasstone,”Textbook of Physical Chemistry”.p885)Hukum Faraday I

Faraday menyatakan : “ Banyaknya zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut”.Hal ini dapat dirumuskan :

dimana : G = Berat zat dalam gram e = Berat ekivalen  I =  Kuat arus dalam ampere t =  Waktu dalam detikJika arus yang dialirkan dinyatakan dalam Faraday, maka :

F = dimana : I  t  = muatan dalam satuan Coulomb     G   = e  F                         (Glasstone,”Fundamental of Physical Chemistry”.p885)Hukum Faraday II

Faraday mengatakan, “ Jumlah zat-zat yang dihasilkan oleh arus yang sama didalam beberapa sel yang berbeda, sebanding dengan berat ekivalen (BE) zat-zat tersebut”.Contoh :Jika arus sebesar 1 Faraday dialirkan kedalam larutan CuSO4, AgNO3, dan AuCl3, maka berat Cu : Ag : Au sebanding dengan BE Cu : BE Ag : BE Au = 63.5/2 : 108/1 : 197/3. Hukum ini dapat dibuktikan dengan memberikan arus yang sama melalui beberapa larutan misalnya larutan asam sulfat, perak nitrat dan tembaga sulfat dimana banyaknya material yang diendapkan pada katoda, yaitu hidrogen, perak, dan tembaga, akan sebanding dengan berat ekivalen masing – masing, yaitu 1 : 107.88 : 31.78. Hal ini sesuai dengan hukum kedua. Untuk membuktikan hukum yang pertama, dapat diberikan arus yang berbeda – beda untuk waktu yang berbeda – beda pula dan menentukan banyaknya material yang diendapkan pada katoda atau yang dibebaskan dari anoda. Kuantitas elektrik sebanding dengan produk. Jika arus I amp. mengalir untuk t detik, maka jumlah coulombnya adalah Ixt. Dari hasil percobaan bahwa satu coulomb dapat mengendapkan 0.001118 gram perak atau 0.001118/107.88 gram ekivalen perak. Ini berarti dibutuhkan 96494 coulomb untuk mengendapkan 1gram ekivalen perak. Jadi banyaknya material yang diendapkan pada elektrode adalah Ixt / 96500 g.ekuiv. Bila substansi me

mpunyai berat ekuivalen e, maka berat total yang diendapkan adalah Ite / 96500.                  (Glasstone.”Fundamental of Physical Chemistry”.p885-886)Aplikasi Dalam IndustriTerdapat beberapa proses elektrokimia yang penting artinya bagi ilmu pengetahuan dan industri. Penggunaan energi listrik pada produksi komersial dari  hidrogen, oksigen, ozon, hidrogen peroksida, sodium hidrksida, senyawa oksigen dan halogen. Aplikasi lainnya dari elektrokimia termasuk produksi dari bahan kimia lainnya, seperti elektrorefining dari metal, elektroplating dari metal dan campuran metal, serta prduksi peralatan dari metal dengan elektrodeposisi.Elektrolisis banyak diaplikasikan pada berbagai produksi, antara lain :

1. ekstraksi berbagai logam dari senyawanya seperti alumunium, natrium, kalium, magnesium, seng dan kalsium.

2. Pemurnian tembaga.3. Produksi natrium hidroksida dan klor dari larutan natrium klorida.4. Pelapisan kromium, nekel, timah, seng pada baja.5. Penyepuhan emas dan perak.6. Mengisi ”AKI”.7. Pelapisan alumuniun oksida pada permukaan alumunium (anodasi). 

APLIKASI PROSES ELEKTROKIMIASEBAGAI PENYIMPAN ENERGI

Salah satu contoh proses elektrokimia sebagai penyimpan energi dapat dijumpai pada baterai. Baterai merupakan sel elektrokimia (sel Galvani/Volta) yang bisa menghasilkan listrik melalui reaksi redoks spontan dengan memaksa elektron bergerak melewati sebuah kawat. Terdapat dua jenis baterai

yaitu, primary cell dansecondary cell. Primary cell merupakan baterai yang tidak dapat diisi ulang jika energi listriknya sudah habis, sedangkan secondary cell bisa diisi ulang jika energi listriknya sudah habis. Pada pengisian baterai, energi listrik diubah menjadi energi kimia, pada saat pengeluaran, energi kimia yang tersimpan diubah menjadi energi listrik. Sel Kering Seng-KarbonPrimary cell yang paling sering digunakan berupa sel kering seng-karbon (Leclanche Cell). Leclanche cell merupakan baterai komersial generasi pertama yang biasanya digunakan pada jam dinding, senter, dan alat elektronik lainnya.

Penampang baterai kering ditinjukkan pada gambar di atas. Kulit luarnya berupa seng (Zn) yang bertindak sebagai anoda. Katodanya merupakan ujung positif baterai yang tersusun atas karbon (grafit) batangan yang dikelilingi oleh pasta dari bubuk grafit, Amonium Klorida (NH4Cl), Seng klorida (ZnCl), dan MnO2

Potensial yang dihasilkan sebesar 1,5 volt dan arus listrik yang mengalir akan berkurang jika dipakai. Selain itu kondisi dingin juga mempengaruhi performa baterai.

Baterai Nikel Kadmium (NiCad)

Baterai ini merupakan baterai sel kering yang menggunakan nikel oksida sebagai elektode positif (katode), senyawa kadmium sebagai elektrode negatif (anode), dan larutan KOH sebagai elektrolit. Nikel Kadmium, merupakan baterai isi ulang pertama dan yang paling murah sehingga banyak dipakai di mainan anak-anak dan berbagai gadget. 

Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,2 V. Keunggulan baterai NiCad yaitu ringan, lebih awet, dan hambatan internal yang kecil. Pengisian ulang dayanya relatif cepat, tetapi memiliki efek memori. Jika dayanya belum habis saat melakukan isi ulang, akan terbentuk kristal-kristal besar yang membatasi daya yang disediakan di kali berikutnya. Selain itu kendati tidak dipakai, baterai akan kehabisan seluruh dayanya setelah sekitar 90 hari.  Accumulator (Aki)

Sel volta komersial jenis lain yang dapat diisi ulang adalah sel timbal (Pb) atau dikenal dengan accumulator (aki), terdiri atas timbal oksida (PbO2) sebagai katoda dan logam timbal (Pb) sebagai anoda. Kedua elektrode ini dicelupkan dalam larutan H2SO4. Reaksi yang terjadi pada aki selama dipakai (discharged) adalah sebagai berikut:

Potensial sel yang dihasilkan dari reaksi tersebut yaitu sebesar 2 V. Untuk mmeperoleh potensial sel sebesar 6 volt, diperlukan 3 buah sel yang disusun seri. Jika aki telah dipakai, aki dapat diisi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari reaksi pemakaian. Reaksinya adalah sebagai berikut:

Jika kedua elektrode telah terlapisi oleh endapan PbSO4 yang terbentuk sebagai hasil reaksi di dalam sel aki, aliran elektron akan terhenti karena terhalang oleh endapan itu. Dikatakan aki telah habis sehingga harus diisi ulang (disetrum). Selain itu, selama proses isi ulang, sejumlah air dalam aki teruarai menjadi H 2 dan O2, akibatnya aki kekurangan air. oleh karena itu, aki yang sering dipakai dan diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.

SEBAGAI PERLINDUNGAN TERHADAP KOROSI

Korosi merupakan proses kerusakan material karena pengaruh lingkungan. Korosi dapat mengurangi daya guna material logam. Lingkungan yang dapat menimbulkan proses korosi memiliki ruang lingkup yang sangat luas, misalnya lingkungan laut, lingkungan bawah tanah, lingkungan suhu tinggi, lingkungan mekanik dan lain sebagainya.Korosi dapat terjadi pada besi dan material dari logam lainnya. Air dan oksigen merupakan penyebab utama yang dapat menyebabkan besi terkorosi membentuk karat besi , persamaan reaksinya adalah sebagai berikut:

Salah satu cara untuk mencegah korosi pada besi yaitu dengan metode proteksi katodik (pengorbanan anoda). Prinsipnya yaitu, besi dilapisi dengan logam lain yang lebih reaktif (lebih mudah teroksidasi). Dengan metode ini, logam-logam yang lebih reaktif ini yang akan mengalami oksidasi, sehingga logam besi terhindar dari peristiwa oksidasi yang menyebabkan korosi. Oleh karena logam pelindung atau dengan kata lain “mengorbankan diri” untuk melindungi besi, maka harus dilakukan penggantian secara berkala agar besi tetap bisa terlindungi

dari proses korosi. Sebagai contoh, perbandingan potensial reduksi antara besi dan magnesium yaitu:

            Data diatas menunjukkan bahwa potensial reduksi Mg2+ lebih negative dibandingkan potensial reduksi,Fe2+ berarti Mg2+ lebih sulit untuk direduksi ketimbang Fe2+ atau dengan kata lain, magnesium lebih mudah beroksidasi dibangkan besi. Pada metode pengorbanan anoda, magnesium dilapiskan pada besi melalui proses elektrolisis. Metode ini biasanya digunakan untuk melindungi badan kapal, jembatan, dan pipa-pipa air dari proses korosi.            Metode lain yang bisa digunakan untuk mencegah korosi pada besi, hampir sama dengan metode pengorbanan anoda di atas, namun pada metode ini, besi dilapisi logam inert, yaitu logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (memiliki potensial reduksi lebih besar) seperti timah dan tembaga.  Pelapisan secara sempurna logam inert pada permukaan besi dapat mencegah kontak antara besi dengan agen penyebab korosi (air, oksigen, asam, gas). Akan tetapi, jika terjadi cacat pada pelapisannya, akan terjadi percepatan korosi.