MODUL PEMBELAJARAN KIMIA

“SEL ELEKTROKIMIA”(Untuk kelas XII SMA Semester Gasal)

disusun oleh :

1. Nuryana Wahyuning Sari (100331404545/B 2010)2. Veronika (100331400800/B 2010)

JURUSAN KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS NEGERI MALANGFEBRUARI 2013

SEL ELEKTROKIMIA

Standar Kompetensi = Menerapkan konsep reaksi oksidasi reduksi dan elektrokimia dalam teknologi kehidupan sehari-hari

Kompetensi Dasar = - Menjelaskan reaksi oksidasi reduksi dalam sel galvani\ - Menjelaskan reaksi oksidasi reduksi pada sel elektrolisis

- Menerapkan hukum faraday untuk elektrolisisIndikator = - Menjelaskan reaksi oksidasi reduksi dalam sel galvani

- Menjelaskan reaksi oksidasi reduksi dalam sel elektrolisis- Menerapkan hukum faraday untuk elektrolisis larutan

elektrolitTujuan =Materi Pokok =

Reaksi redoks ada yang berlangsung spontan dan ada yang tidak berlangsung spontan. Berdasarkan hal tersebut sel elektrokimia dibedakan menjadi dua, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.1. Sel Volta

Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menggunakan batu baterai dan aki sebagai sumber arus listrik searah. Mengapa batu baterai dan aki dapat menghasilkan arus listrik? Perlu kita ingat bahwa pada reaksi redoks terjadi perpindahan elektron, sedangkan arus listrik tidak lain adalah aliran elektron dalam rangkaian tertutup. Batu baterai dan aki merupakan rangkaian tertutup dan di dalamnya dapat terjadi reaksi redoks yang spontan sehingga terjadi perpindahan atau aliran elektron (arus listrik).

Dalam rangkaian tersebut, logam seng dicelupkan dalam larutan ZnSO4

(mengandung Zn2+) dan logam tembaga dicelupkan ke dalam larutan Zn2+ yang disertai pelepasan elektron.

Reaksi : Zn(S) Zn2+ + 2eElektron yang dilepaskan oleh logam seng mengalir melalui kawat penghantar

menuju tembaga, elanjutnya diterima oleh ion Cu2+ yang kemudian mengendap sebagai logam tembaga.

Reaksi : Cu2+ (aq) + 2e Cu(s)

Selama reaksi dalam rangkaian tersebut berlangsung aliran elektron (arus listrik) terus terjadi. Agar pertambahan ion Zn2+ dan kelebihan ion SO4

2- karena kekurangan Cu2+ maka ion tersebut dinetralkan dengan ion-ion dari jembatan garam. Pada rangkaian tersebut logam seng dan tembaga menjadi kutub-kutub listrik yang disebut elektroda. Pada logam mana terjadi reaksi reduksi dan pada logam yang mana terjadi reaksi oksidasi? Elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi disebutanoda, sedangkan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi disebut katoda. Elektroda mana yang

merupakan kutub positif dan mana yang merupakan kutub negatif? Pada logam seng terjadi pelepasan elektron (oksidasi) sehingga logam seng disebut sebagai anoda yang juga merupakan elektroda negatif, sedangkan pada logam tembaga terjadi reduksi Cu2+

, sehingga logam tembaga disebut katoda yang juga merupakan elektroda positif.a. Notasi Sel Volta

Rangkaian sel volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan diagram sel, anoda dituliskan di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis sejajar (||). Secara umum, notasi sel dituliskan sebagai berikut.

anoda || katodasehingga pada sel volta di atas dituliskan bentuk notasi sel:Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

b. Potensial Elektroda StandarPada sel volta yang tersusun dari elektroda Zn dan Cu, ternyata elektroda Zn

mengalami oksidasi. Hal ini menunjukkan bahwa logam Zn lebih cenderung mengalami oksidasi dibandingkan logam Cu.

Untuk membandingkan kecenderungan logam-logam mengalami oksidasi digunakan elektroda hidrogen sebagai pembanding yang potensial elektrodanya adalah 0 volt. Potensial sel yang dihasilkan oleh elektroda logam dengan elektroda hidrogen pada kondisi standar, yaitu pada suhu 250C, tekanan gas 1 atmosfer dan konsentrasi ion-ion 1 M disebut potensial elektroda standar logam tersebut dan diberi lambang E0. Elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi dibanding hidrogen mempunyai potensial elektroda > 0 (positif) sedangkan elektroda yang lebih sukar mengalami reduksi dibanding hidrogen mempunyai potensial elektroda < 0 (negatif). Jadi, potensial elektroda standar menunjukkan urutan kecenderungan untuk mengalami reduksi, sehingga dikenal sebagai potensial reduksi standar.

Bila ion logam dalam sel lebih mudah mengalami reduksi dibanding ion H+ , maka potensial elektroda logam tersebut lebih besar dari potensial elektroda hidrogen sehingga bertanda positif. Bila elektroda logam lebih mudah mengalami oksidasi dibandingkan elektroda hidrogen, maka potensial elektroda hidrogen sebagai bertanda negatif.

c. Potensial SelPerbedaan potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial

atau potensial sel standar yang diberi lambang “Esel”).

Esel = E0katoda – E0

anoda

Katoda merupakan tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E0 lebih besar, sedangkan anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E0 lebih kecil.

Potensial sel dapat digunakan untuk memperkirakan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Reaksi redoks berlangsung spontan bila Esel > 0 (positif) dan tidak spontan bila Esel < 0 (negatif).

2. Sel ElektrolisisPada sel volta yang baru saja kita pelajari, reaksi redoks spontan menimbulkan arus

listrik. Terjadinya arus listrik ini dapat diamati dari voltmeter. Tidak demikian halnya dengan sel elektrolisis, reaksi redoks yang tidak spontan dapat berlangsung bila

kedalamnya dialiri listrik.Arus listrik dari sumber arus searah mengalir ke dalam larutan melalui katoda atau

elektroda negatif. Pada katoda ini terjadi reaksi reduksi dari spesi tertentu yang ada dalam larutan. Spesi tertentu yang lain mengalami oksidasi di anoda/elektroda positif. Dalam hal tempat reaksi berlangsung sama seperti sel volta yaitu katoda tempat terjadi reaksi reduksi sedangkan anoda tempat terjadi oksidasi, tetapi muatan elektroda dalam sel elektrolisis berlawanan dengan muatan elektroda dalam sel volta. Pada sel elektrolisis katoda merupakan elektroda negatif, sedangkan anoda merupakan elektroda positif.

Spesi yang mengalami reduksi di katoda dan spesi yang mengalami oksidasi di anoda, tergantung pada potensial masing-masing. Spesi yang mengalami reduksi adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih positif. Sedangkan spesi yang mengalami oksidasi adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih negatif. Dengan demikian, tidak selalu kation yang mengalami reduksi dan tidak selalu anion yang mengalami oksidasi, mungkin saja pelarutnya (air) yang mengalami reduksi dan atau oksidasi. Bila elektroda bukan inert (sukar bereaksi) maka elektroda akan mengalami oksidasi. Untuk lebih jelasnya, perhatikan beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menulis reaksi elektrolisis berikut.a. Reaksi pada Anoda (Oksidasi)1) Bila anoda terbuat dari Pt, Au, dan C, maka anoda tidak ikut teroksidasi.

(a) Ion OH- teroksidasi menjadi H2O dan gas O2

4OH-(aq) 2 H2O(l) + O2(g) + 4e

(b) Ion sisa asam halida (Cl-, Br-, I-) teroksidasi menjadi molekulnyaContoh : 2Br-

(aq) Br2(l) + 2e(c) Ion sisa asam oksi (SO4

2-, NO3-, CO3

2-) tidak terokidasi, yang teroksidasi adalah air (pelarut)2H2O(l) 4H+

(aq) + O2(g) + 4e2) Bila anoda terbuat selain Pt, Au, atau C, maka anoda ikut teroksidasi.

Contoh : anoda dari logam Ag maka Ag(s) Ag+ + e anoda dari logam Cu maka Cu(s) Cu2+

(aq) + 2e

b. Reaksi pada Katoda (Reduksi)1) Ion H+ tereduksi menjadi gas H2 : 2H+

(aq) + 2e H2(g)

2) Ion-ion logam(a) Ion-ion logam alkali dan alkali tanah (Na+, K+, Ca2+, Mg2+, dan lain-lain) serta

Al3+, Mn2+ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut).2H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH-

(aq)

(b) Ion-ion logam selain alkali dan alkali tanah serta Al3+, Mn2+ tereduksi menjadi logamnya.Contoh : Ni2+

(aq) + 2e Ni(s)

c. Hukum – hukum FaradayPada tahun 1834 Michael faraday menemukan fakta bahwa banyaknya perubahan

kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dilewatkan. Fakta ini ditemukan sebelum sifat dasar elektron diketahui. Fakta tersebut kemudian oleh Faraday disimpulkan sebagai Hukum Faraday.

“Massa zat yang terjadi atau melarut selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel elektrolisis”.

w = e F

dimana =w = massa zat hasil elektrolisis (gram)e = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis, e = A/valensiF = jumlah arus listrik (Faraday)

Karena 1 Faraday setara dengan 96.500 coulomb, sedangkan 1 coulomb = 1 ampere detik, maka Hukum Faraday dapat dijabarkan menjadi

W = eit96.500

i = kuat arus listrik (ampere)t = lama elektrolisis atau waktu (detik)

bila berbagai larutan elektrolisis bersama-sama dengan arus listrik yang sama, berlaku Hukum Faraday II “Jumlah zat-zat yang dihasilkan oleh arus yang sama dalam beberapa sel yang berbeda sebanding dengan massa ekuivalen zat-zat tersebut.”

W1 : W2 : . . . . = e1 : e2 : . . . .

Rangkuman =(1) Sel elektrokimia dapat dibedakan menjadi dua, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.(2) Pada sel volta reaksi redoks berlangsung spontan sehingga menghasilkan arus listrik.(3) Pada sel elektrolisis arus listrik menyebabkan terjadinya reaksi redoks yang tidak

dapat berlangsung spontan.

Latihan Soal =

Soal Sel VoltaA. Pilihan Ganda(1) Berdasarkan reaksi redoks berikut.

Mg(s) + CuSO4(aq) MgSO4(aq) + Cu(s)

notasi sel volta yang benar berdasarkan reaksi di atas adalah . . .a. Mg | Mg2+ || Cu2+ | Cub. Mg2+ | Mg || Cu2+ | Cuc. Mg | Mg2+ || Cu | Cu2+

d. Mg2+ | Mg || Cu | Cu2+

e. Cu | Mg2+ || Cu2+ | Mg

(2) Susunlah logam-logam berikut berdasarkan daya reduksinya, dimulai dari reduktor yang paling lemah.a. Al – Cu – Mg – Zn – Ni – K – Aag – Crb. Ag – K – Mg – Al – Zn – Cr – Ni – Cuc. K – Mg – Al – Zn – Cr – Ni – Cu – Agd. Ag – Cu – Ni – Cr – Zn – Al – Mg – Ke. Ag – Al – Cu – Cr – K – mg – Ni – Zn

(3) Reaksi apa yang dapat digunakan sebagai sumber listrik dalam sel volta?a. Reaksi oksidasi

b. Reaksi reduksic. Reaksi redoks spontand. Reaksi adisie. Reaksi spontan

(4) Diketahui:Ag+ + e Ag E0 = +0,80 voltZn2+ + 2e Zn E0 = -0,76 voltJika kedua elektroda tersebut membentuk sel volta, maka pernyataan berikut benar, kecuali. . .a. Ag sebagai katodab. Zn sebagai anodac. Potensial selanya adalah 1,56 voltd. Reaksi selnya adalah Zn2+ | 2Ag || Zn | 2Ag+

e. Logam Ag akan mengendap pada katoda

(5) Jika diketahui E0 Cu2+ | Cu = +0,34 volt dan Mg2+| Mg = -2,37 volt.Maka suatu sel volta yang menggunakan Cu dan Mg sebagai elektroda akan mempunyai ggl . . .a. – 2,02 voltb. + 2,03 voltc. + 1,36 voltd. +2,71 volte. – 2,71 volt

(6) Logam berikut dapat bereaksi dengan larutan asam sulfat, kecuali . . .a. Nab. Znc. Fed. Ale. Ag

(7) Jika Cu dan Zn dicelupkan dalam larutan HCl, maka . . .a. Cu larut dengan menimbulkan gas H2

b. Zn larut dengan menimbulkan gas H2

c. Cu dan Zn larutd. Cu dan Zn tidak larute. Zn larut kemudian mengendap kembali

(8) Logam X dapat mengendapkan Cu dalam larutan CuSO4, tapi logam X tidak bereaksi dengan larutan ZnCl2. Manakah deret di bawah ini yang menyatakan bertambah lemahnya sifat reduktor . . .a. Zn – Cu – Xb. Zn – X – Cuc. Cu – Zn – Xd. Cu – X – Zne. X – Zn – Cu

(9) Harga potensial sel : Zn | Zn2+ || Fe2+ | Fe adalah. . .(E0 Zn2+ = - 0,76 volt ; E0 Fe2+ = - 0,44 volt)

a. – 0,23 voltb. + 1,20 voltc. – 1,20 voltd. + 0,32 volte. – 0,32 volt

(10)Apa fungsi dari jembatan garam pada sel volta?a. Tempat terjadinya reaksi redoksb. Menentukan keseimbangan harga potensial selc. Tempat terjadinya arus listrikd. Menjaga kenetralan listrik dari kedua larutane. Tempat terjadinya reaksi oksidasi

B. Isian(1) Suatu sel volta tersusun dari elektroda Magnesium dan tembaga. Bila diketahui :

Mg2+(aq) + 2e Mg(s) E0 = -2,37 volt

Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E0 = +0,34 volt

Tentukan :a. Katoda dan anodanya,b. Reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya,c. Notasi sel, dand. Potensial sel.

(2) Suatu sel volta terdiri atas elektroda Ag yang dicelupkan di dalam larutan Ag+, dan elektroda Zn yang dicelupkan larutan Zn2+, bila diketahui:Ag+

+ e Ag(s) E0 = +0,80 voltZn2+

(aq) + 2e Zn(s) E0 = -0,76 voltTentukan :a. Anoda dan katodanyab. Potensial selc. Notasi sel

(3) Diketahui beberapa reaksi sebagai berikut:P + R2+ P2+ + R E0 = 1,61 voltS + Q2+ S2+ + Q E0 = -0,78 voltR + Q2+ R2+ + Q E0 = 0,32 voltSusunlah unsur P, Q, R, dan S berdasarkan sifat reduktor yang semakin kuat!

(4) Diketahui :A | A2+ || B2+ | B E0 = 2,46 voltC | C2+ || B2+ | B E0 = 1,56 voltC | C2+ || D2+ | D E0 = 1,1 voltHitunglah potensial standar sel A | A2+ || D2+ | D !

(5) Diketahui :Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu E0 = 1,10 voltMg | Mg2+ || Pb2+ | Pb E0 = 2,21 voltPb | Pb2+ || Cu2+ | Cu E0 = 0,47 voltDari data tersebut, amka harga potensial sel dari Mg | Mg2+ || Cu2+ | Cu adalah. . .

(6) Logam L dapat mengendapkan tembaga dari larutan CuSO4, tetapi logam tidak bereaksi dengan ZnCl2, maka urutan logam tersebut yang sifat reduktornya semakin kuat adalah...

(7) Diketahui :Na | Na2+ || Hg2+ | Hg Esel = 3,36 voltPb | Pb2+ || Hg2+ | Hg Esel = 0,78 voltNa | Na2+ || Ni2+ | Ni Esel = 2,46 voltHitunglah potensial sel dari reaksi : Ni + Pb2+ Ni2+ + Pb !

Soal Sel ElektrolisisA. Pilihan Ganda

(1) Ke dalam dua sel yang berisi larutan LSO4 dan AgNO3 yang disusun secara seri dialirkan arus listrik ternyata diendapkan 3,25 gram logam L dan 10,8 gram logam Ag (Ar Ag = 108). Massa atom relatif L adalah . . .a. 32,5b. 63,5c. 65,0d. 70,5e. 72,0

(2) Larutan di bawah ini akan menghasilkan gas O2 di anode dan gas H2 di katoda jika dielektrolisis dengan menggunakan elektroda Pt adalah larutan. . .a. AgNO3

b. K2SO4

c. CuSO4

d. KBre. NaI

(3) Pada elektolisis leburan NaCl diperoleh hasil. . .a. Logam Na, gas Cl2 dan H2

b. Logam Na dan HClc. NaOH dan Cl2

d. Na+ dan Cl-

e. Logam Na dan gas Cl2

(4) Jika garam tembaga (II) sulfat dielektrolisis dengan elektroda tembaga, pada katoda terbentuk . . .a. Uap airb. Ion hidroksidac. Logam tembagad. Asam sulfate. Gas hidrogen

(5) Berapa Faraday yang diperlukan untuk mereduksi 50 gram ion kalsium menjadi logam kalsium? (Ar Ca=40)a. 1,0b. 1,5c. 2,0d. 2,5e. 3,0

(6) Jika larutan Na2SO4 1 N dielektrolisis dengan menggunakan elektrode karbon, maka reaksi yang terjadi pada anoda. . .a. H2(g) 2H+

(aq) + 2eb. 2 Na+

(aq) + 2e 2 Na(s)

c. H2(g) + 4OH-(aq) 4 H2O (l) + 4e

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

e. 4 H2O (l) + 4e 2H2(g) + 4OH-(aq)

(7) Arus listrik yang sama kuat dialirkan ke dalam sel-sel yang berisi ion perak dan ion tembaga. Bila berat logam perak yang diendapkan adalah 21,6 gram, maka berat tembaga yang diendapkan. . .a. 6,35 gramb. 12,70 gramc. 15,88 gramd. 19,05 grame. 21,60 gram

(8) Elektrolisis larutan CuSO4 selama 30 menit dengan kuat arus listrik 10 A mengendapkan perak sebnayak. . .a. 0,817 gramb. 0,375 gramc. 5,922 gramd. 11,845 grame. 23,689 gram

(9) Elektolisis larutan AgNO3 selama 1 jam dengan kuat arus 2 ampere akan mengendapakan perak sebanyak. . .a. 7,9 gramb. 8,06 gramc. 81,9 gramd. 108 grame. 819 gram

(10)Jika leburan NaCl dielektrolisis, maka hasil-hasil yang diperoleh. . .a. Natrium di katoda, klorin di anodab. Natrium do katoda, oksigen di anodac. Hidrogen di anoda, oksigen di katodad. Hidrogen di katoda, klorin di anodae. Natrium dan hidrogen di katoda, klorin di anoda

B. Isian(1) Tulislah reaksi elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda karbon.(2) Tulislah reaksi elektrolisis larutan NaNO3 dengan elektroda Pt.(3) Larutan AgNO3 (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram

logam perak yang dapat diendapkan?(4) Sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4. Bila

logam perak yang diendapkan sebanyak 21,6 gram, berapa gram logam tembaga yang diendapkan? (Ar Ag=108, Cu=63,5)

(5) Sebanyak 500mL CuSO4 0,1 M dielektrolisis dengan listrik 1.930 coulomb. (ar Cu

= 63,5)a. Tuliskan persamaan reaksinya!b. Berapakah pH setelah elektrolisis?c. Berapa liter gas oksigen yang dihasilkan pada STP?

(6) Pada elektrolisis larutan MSO4 dengan arus listrik 1,5 ampere selama 1 jam dapat diendapkan logam M sebanyak 1,78 gram. Hitunglah massa atom relatif M!

(7) Pada suatu elektrolisis dengan sejumlah arus tertentu membebaskan 5 gram gas hidrogen. Berapa gram gas oksigen yang dibebaskan oleh arus yang sama? (Ar H = 1, O = 16)