ELEKTROKIMIA (2)

ELEKTROKIMIA Dr. Abdul Haris Watoni, M.Si Untuk Kalangan Sendiri Dilarang memperbanyak dalam bentuk apapun tanpa seijin penulis

E. ELEKTROLISIS ELEKTROLISIS

Prinsip elektrolisis adalah kebalikan dari sel volta. Dalam elektrolisis, energi listrik dari sumber luar digunakan untuk membangkitkan terjadinya reaksi redoks. Dengan kata lain, elektrolisis dilakukan untuk mengubah reaksi redoks tidak spontan menjadi spontan. Dalam sel elektrolisis, muatan anode dan katode kebalikan dari muatan anode dan katode dalam sel volta. Mengapa demikian? Apa yang perlu diperhatikan untuk meramalkan reaksi-reaksi oksidasi dan reduksi yang akan terjadi? Apa yang terjadi terhadap anode dan katode selama elektrolisis berlangsung, apakah terjadi perubahan massa pada kedua elektrode ini? Bagaimana konsentrasi larutan elektrolit, apakah bertambah atau berkurang setelah elektrolisis? Anda akan dapat menjawab pertanyaan-pertanyaan ini setelah Anda memahami desain dan prinsip kerja sel elektrolisis. 1. Desain dan Cara Kerja Sel Elektrolisis

Untuk memahami prinsip kerja sel elektrolisis, cobalah terlebih dahulu Anda amati sel volta dengan reaksi redoks yang terbentuk dari gabungan dua setengah-reaksi berikut: Sn2+(aq) aq) + 2e

Sn( s) s) 2+



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

Cu( s) s)

(anode, oksidasi)

(katode, reduksi) Cu( s) s) + Sn2+(aq) aq) E osel = +0,48 V

Kebalikan reaksi sel di atas berlangsung secara tidak spontan dengan E osel = 0,48 V. Cu2+(aq) aq) + Sn( s) s) E osel = 0,48 V

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

Reaksi redoks tidak spontan dapat diubah menjadi reaksi spontan melalui elektrolisis. Desain pada Gambar 2.19 menunjukkan perbandingan perbandingan proses yang terjadi antara sel volta dengan sel elektrolisis. Sumber luar dengan potensial lebihbesar dari 0,48V



Anode

Katode

Katode

Anode

Jembatan garam

Jembatan garam

Sn2 1M

Cu2 1M





Sn2 1M

Sn (aq)

Sn( Sn( s)



2e

Cu (aq)



2e



A. Se l volta



Setengah - reaksi oksidasi : 

Setengah - reaksi reduksi : 2

Cu2 1M



Setengah - reaksi oksidasi : 2



Cu( s)

Cu 2 (aq) 

Cu( s)



2e



Setengah - reaksi reduksi : Sn 2 (aq) 



2e



Sn( Sn( s)

B. Se lelektrolisis

Gambar 2.19 Reaksi timah-tembaga timah-tembaga dalam sel volta volta dan sel elektrolisis. elektrolisis. A. Pada keadaan standar, reaksi spontan 2+ antara Sn dan Cu menghasilkan potensial sel standar 0,48 V. B. Jika potensial lebih dari 0,48 V diberikan, sel 2+ volta dan komponen yang sama berubah menjadi sel elektrolisis dan reaksi tidak spontan antara Cu dan Sn dapat terjadi. Perubahan ini berakibat pada perubahan muatan elektrode dan arah aliran elektron.

Perlu Anda perhatikan bahwa dalam sel volta maupun sel elektrolisis, oksidasi terjadi di anode dan reduksi di katode, tetapi dengan arah aliran elektron dan tanda muatan elektrode yang terbalik.

34


Apa yang menyebabkan perbedaan muatan elektrode antara kedua sel ini? Untuk memahami perbedaan ini, perhatikan penyebab aliran elektron yang terjadi pada kedua sel. 1) Dalam sel volta, elektron dihasilkan di anode sehingga anode bermuatan negatif (sebagai sumber muatan negatif) dan selanjutnya elektron mengalir menuju katode sehingga katode bermuatan positif. 2) Dalam sel elektrolisis, sumber listrik luar ( power ( power supply) supply) menyuplai elektron ke katode (sehingga katode bermuatan negatif) dan memindahkan elektron dari anode (sehingga anode bermuatan positif). Kegiatan Mahasiswa 31: Penguatan P enguatan Konsep Isilah tabel berikut untuk memahami kesamaan dan perbedaan antara sel volta dengan sel elektrolisis! Sel Elektrokimia

o

Elektrode

Reaksi

Tanda Muatan

?

Nilai E sel ( < atau > 0) >0

? katode

? ?

negatif ?

?

<0

?

oksidasi

?

?

?

negatif

2. Peramalan dan Produk P roduk Elektrolisis

Elektrolisis banyak digunakan dalam proses industri untuk memproduksi unsur-unsur penting seperti klorin, tembaga, dan aluminium. Elektrolisis juga banyak dikembangkan dalam industri penyepuhan (electroplating ). ). Produk elektrolisis yang diperoleh bergantung pada beberapa faktor. Dengan faktorfaktor ini, Anda dapat menentukan prioritas reaksi yang terjadi di anode dan di katode. Untuk mengetahui faktor-faktor apa saja yang berpengaruh, perhatikanlah beberapa proses elektrolisis berikut: a. Elektrolisis leburan garam dan produksi logam natrium dalam industri Elektrolisis dapat digunakan untuk memperoleh logam dan nonlogam dari leburan/lelehan garam. P roduk yang diperoleh di anode dan katode mudah diramalkan jika yang dielektrolisis adalah garam murni. Selama elektrolisis berlangsung, ion-ion tertarik ke setiap elektrode dengan muatan yang berlawanan. Sebagai contoh, untuk elektrolisis leburan kalsium klorida murni, CaCl 2(l ), ), di katode terjadi reduksi Ca 2+

dan di anode terjadi oksidasi Cl  sebagai berikut: 2Cl(l )

Anode, oksidasi:

Katode, reduksi: Ca 2+(l ) + 2e 2+



Reaksi sel: Ca (l ) + 2Cl (l )

 Cl2( g g ) + 2e

Ca( s) s) Ca( s) s) + Cl2( g g )

Logam kalsium dan unsur-unsur halogen seperti Cl 2 dan Br 2 banyak diproduksi melalui cara ini. Aplikasi elektrolisis yang lain dalam industri adalah produksi logam natrium dari leburan NaCl. Alat yang digunakan disebut sebagai sel Downs (Gambar 2.20). Untuk mengurangi biaya pemanasan yang tinggi, NaCl (titik leleh = 801 oC) dicampur dengan 3/2 bagian CaCl 2 untuk membentuk campuran dengan titik leleh 580 oC. Reduksi ion-ion ion-ion logam menjadi logam logam Na dan Ca terjadi di katode. Lelehan logam mengambang di atas campuran lelehan garam yang lebih pekat. Ketika campuran lelehan ini terkumpul dalam pipa, cairan Na keluar dari pipa, sedangkan paduan lelehan Na/Ca yang lebih pekat 

memadat dan kembali ke dalam elektrolit lelehan. Sementara itu, ion-ion Cl teroksidasi menjadi gas Cl 2 pada anode yang luas dan keluar melalui melal ui corong terbalik. t erbalik. Desain De sain sel ini memisahkan m emisahkan logam-logam dari gas Cl2 untuk mencegah ledakan akibat terjadinya penggabungan kembali kedua unsur. Gas Cl 2 selanjutnya ditampung, dimurnikan, dan dijual sebagai produk yang bernilai.

35


Apa yang menyebabkan perbedaan muatan elektrode antara kedua sel ini? Untuk memahami perbedaan ini, perhatikan penyebab aliran elektron yang terjadi pada kedua sel. 1) Dalam sel volta, elektron dihasilkan di anode sehingga anode bermuatan negatif (sebagai sumber muatan negatif) dan selanjutnya elektron mengalir menuju katode sehingga katode bermuatan positif. 2) Dalam sel elektrolisis, sumber listrik luar ( power ( power supply) supply) menyuplai elektron ke katode (sehingga katode bermuatan negatif) dan memindahkan elektron dari anode (sehingga anode bermuatan positif). Kegiatan Mahasiswa 31: Penguatan P enguatan Konsep Isilah tabel berikut untuk memahami kesamaan dan perbedaan antara sel volta dengan sel elektrolisis! Sel Elektrokimia

o

Elektrode

Reaksi

Tanda Muatan

?

Nilai E sel ( < atau > 0) >0

? katode

? ?

negatif ?

?

<0

?

oksidasi

?

?

?

negatif

2. Peramalan dan Produk P roduk Elektrolisis

Elektrolisis banyak digunakan dalam proses industri untuk memproduksi unsur-unsur penting seperti klorin, tembaga, dan aluminium. Elektrolisis juga banyak dikembangkan dalam industri penyepuhan (electroplating ). ). Produk elektrolisis yang diperoleh bergantung pada beberapa faktor. Dengan faktorfaktor ini, Anda dapat menentukan prioritas reaksi yang terjadi di anode dan di katode. Untuk mengetahui faktor-faktor apa saja yang berpengaruh, perhatikanlah beberapa proses elektrolisis berikut: a. Elektrolisis leburan garam dan produksi logam natrium dalam industri Elektrolisis dapat digunakan untuk memperoleh logam dan nonlogam dari leburan/lelehan garam. P roduk yang diperoleh di anode dan katode mudah diramalkan jika yang dielektrolisis adalah garam murni. Selama elektrolisis berlangsung, ion-ion tertarik ke setiap elektrode dengan muatan yang berlawanan. Sebagai contoh, untuk elektrolisis leburan kalsium klorida murni, CaCl 2(l ), ), di katode terjadi reduksi Ca 2+

dan di anode terjadi oksidasi Cl  sebagai berikut: 2Cl(l )

Anode, oksidasi:

Katode, reduksi: Ca 2+(l ) + 2e 2+



Reaksi sel: Ca (l ) + 2Cl (l )

 Cl2( g g ) + 2e

Ca( s) s) Ca( s) s) + Cl2( g g )

Logam kalsium dan unsur-unsur halogen seperti Cl 2 dan Br 2 banyak diproduksi melalui cara ini. Aplikasi elektrolisis yang lain dalam industri adalah produksi logam natrium dari leburan NaCl. Alat yang digunakan disebut sebagai sel Downs (Gambar 2.20). Untuk mengurangi biaya pemanasan yang tinggi, NaCl (titik leleh = 801 oC) dicampur dengan 3/2 bagian CaCl 2 untuk membentuk campuran dengan titik leleh 580 oC. Reduksi ion-ion ion-ion logam menjadi logam logam Na dan Ca terjadi di katode. Lelehan logam mengambang di atas campuran lelehan garam yang lebih pekat. Ketika campuran lelehan ini terkumpul dalam pipa, cairan Na keluar dari pipa, sedangkan paduan lelehan Na/Ca yang lebih pekat 

memadat dan kembali ke dalam elektrolit lelehan. Sementara itu, ion-ion Cl teroksidasi menjadi gas Cl 2 pada anode yang luas dan keluar melalui melal ui corong terbalik. t erbalik. Desain De sain sel ini memisahkan m emisahkan logam-logam dari gas Cl2 untuk mencegah ledakan akibat terjadinya penggabungan kembali kedua unsur. Gas Cl 2 selanjutnya ditampung, dimurnikan, dan dijual sebagai produk yang bernilai.

35


Saluran masuk NaCl NaCl

Paduan Na/Ca Na/Ca

Elektrolit lelehan (NaCl : CaCl 2  2 : 3)

Lelehan Na

Katode (reduksi)

Anode (oksidasi) 

2Cl (l )

Gambar 2.20 Sel Downs untuk produksi natrium. Campuran NaCl padat dan CaCl 2 padat membentuk elektrolit elektrolit lelehan. Natrium dan kalsium terbentuk di katode dan mengambang, tetapi paduan Na/Ca memadat dan kembali ke bak, sedangkan logam Na terpisah. Gas klorin terbentuk di anode.



Cl 2 ( g )  2e



2Na (l )  2e



2Na(l )

b. Elektrolisis larutan garam Larutan garam mengandung ion-ion dan molekul-molekul air. Partikel-partikel apa yang paling mungkin bereaksi selama elektrolisis berlangsung? Apa yang menentukan suatu partikel mengalami reaksi oksidasi di anode dan reduksi di katode? Jika dua setengah-reaksi mungkin dapat terjadi pada salah satu elektrode, maka: 1) di katode akan terjadi reaksi reduksi kation-kation dengan E dengan E ored yang > E > E ored air dan 2) di anode akan terjadi oksidasi oksid asi anion-anion atau atom-atom anode dengan E ored < E ored air. Sebagai contoh, ketika larutan KI dielektrolisis dengan menggunakan elektrode inert (Pt, C, atau Au), dua setengah-reaksi reduksi yang mungkin terjadi di katode adalah:

K +(aq) aq) + e 2H2O(l O(l ) + 2e

E ored = 2,92 V

K( s) s) H2( g g ) + 2OH(aq) aq)

E red red = 0,83 V

Karena E Karena E ored air lebih positif daripada E daripada E ored ion K +, maka selama proses elektrolisis terjadi reaksi reduksi 

air membentuk gas H 2 dan ion OH . Adapun dua setengah-reaksi oksidasi yang mungkin terjadi di anode adalah: 

2I (aq) aq) 2H2O(l O(l )

I2( s) s) + 2e





E ored = E = E o I2/I = +0,54 V

O2( g g ) + 4H +(aq) aq) + 4e

E red red = +0,69 V

Karena E Karena E o I2/I lebih negatif daripada E daripada E o O 2,H+/H2O, maka I akan teroksidasi menjadi I2 selama proses elektrolisis berlangsung. Dengan demikian, reaksi redoks yang terjadi adalah: 2H2O(l O(l ) + 2I(aq) aq)

H2( g g ) + 2OH(aq) aq) + I2( s) s) 

Di katode dihasilkan gas H 2 dan larutan di sekitar katode bersifat basa karena terbentuknya ion OH , sedangkan di anode terbentuk I 2( s). s).

36


Kegiatan Mahasiswa 32: Penguatan Konsep sumber listrik Benarkah reaksi-reaksi elektrode dalam sel elektrolisis mengikuti e   prioritas berikut? Gunakan data potensial elektrode/reduksi standar dan Anode Katode gambar di sebelah kanan untuk mendukung pendapat Anda ! ( ) () 1) Prioritas reaksi reduksi di katode: I. kation, II. air. Jika kation lebih mudah tereduksi daripada air, maka kation yang H 2O tereduksi. Jika sebaliknya, maka molekul air yang tereduksi. ion () 2) Prioritas reaksi oksidasi di anode: I. anode, II. anion, III. Air ion () Jika anode yang digunakan tidak inert , maka anode yang teroksidasi. Jika anodenya inert (Pt, C, Au), perhatikan anionnya. Jika anionnya mudah teroksidasi, maka anion yang teroksidasi, tetapi jika anionnya inert (sukar teroksidasi), maka air yang teroksidasi. 

Contoh Soal 2.20

Tabel berikut menunjukkan komponen-komponen yang terlibat dalam sel elektrolisis. Berilah tanda ( ) untuk menunjukkan zat-zat yang dapat teroksidasi atau tereduksi dan tanda ( ) untuk zat-zat yang tidak dapat teroksidasi atau tidak dapat tereduksi pada kolom yang sesuai! Gunakan data potensial elektrode standar untuk memastikan jawaban Anda! Reduksi pada Katode Kation

Inert

Tidak inert

Oksidasi pada Anode Inert

Tidak inert



+

K

Na

Anion

F

Cl

+



Li+

Br

Ca2+

I



Ba

+

OH

Fe

+

MnO4

Al3+

ClO4

Mn2+

SO42

Cu



CO32

+

Ag+

NO3

Zn2+

C2O42

Penyelesaian:

Reduksi pada Katode Kation +

K

Na

+

+

Li

Ca

+

Ba

+

Fe2+ Al3+ +

Mn Cu

+

Ag+ Zn2+

Inert

          

Anion

Fe

          



F

Cl

 

Br 

I

OH MnO4 ClO4 SO42



CO32 NO3 IO4

Oksidasi pada Anode Inert

Fe

          

          

37


Contoh Soal 2.1 Gambar di sebelah kanan menunjukkan proses elektrolisis suatu larutan elektrolit. Baterai (a) Sebutkan anode dan katode yang digunakan! 6,0 V (b) Sebutkan elektrolit yang digunakan! (c) Partikel-partikel apa saja yang dominan dalam larutan? (d) Partikel apa yang bergerak ke anode? (e) Partikel apa yang bergerak ke katode? (f) Partikel apa yang teroksidasi di anode dan apa yang tereduksi di katode? Tuliskan persamaan reaksinya!

Larutan tembaga(II ) sulfat Elektrode karbon

Penyelesaian:

(a) Anode dan katode yang digunakan keduanya adalah k arbon. (b) Elektrolit yang digunakan: larutan CuSO 4 (c) Partikel-partikel yang dominan dalam larutan: H 2O, Cu2+, dan SO 42



(d) Partikel yang bergerak ke anode: H 2O dan SO 42 (e) Partikel yang bergerak ke katode: H 2O dan Cu2+ (f) Partikel yang teroksidasi: H 2O 4H+(aq) + O2( g ) + 4e

Reaksi oksidasi: 2H 2O(l )



Contoh Soal 2.22 Suatu larutan N 2SO4 dielektrolisis dengan menggunakan elektrode karbon. Tuliskan reaksi-reaksi di katode dan di anode serta reaksi redoks yang terjadi. Penyelesaian:

Strategi: Untuk menentukan partikel-partikel yang terlibat dalam reaksi redoks, 1) perhatikan anode yang digunakan. 2) Tentukan partikel-partikel yang ada dalam larutan. Selanjutnya, tentukan partikel-partikel yang tereduksi di katode dan yang teroksidasi di anode. Elektrolisis ini menggunakan karbon sebagai anode dan katode. Karena karbon bersifat inert , maka anode tidak teroksidasi selama elektrolisis berlangsung. Oleh karena itu, proses redoks hanya melibatkan partikel-partikel yang ada dalam larutan.

SO 4

Na2 SO 4 (aq)

H2O Na

Reaksi oksidasi di anode:

2



ke anode () ke anode ()

teroksidasi

ke katode ()

tereduksi

ke katode ()

tidak tereduksi

2H2O(l )

Reaksi reduksi di katode: 2H2O(l ) + 2e Reaksi redoks: 6H 2O(l )

tidak teroksidasi

4H+(aq) + O2( g ) + 4e H2( g ) + 2OH (aq) ( 2)

4H+(aq) + 4OH (aq) + O2( g ) + 2H2( g )

4H2O

atau 2H2O(l )

O2( g ) + 2H2( g )

38


Kegiatan Mahasiswa 33: Berpikir Kritis 1. Dalam suatu elektrolisis larutan elektrolit menggunakan elektrode logam aktif, misalnya Zn, ternyata anode yang teroksidasi, sedangkan katode tidak pernah tereduksi. Me ngapa demikian? 2. Jika larutan Na 2CO3, H2SO4, dan NaOH dielektrolisis menggunakan elektrode inert , apa yang sebenarnya mengalami reaksi redoks? 3. Jika Anda mengamati adanya logam tembaga yang “katanya dapat diubah” menjadi emas, sebenarnya proses apa yang terjadi? Apakah benar logam tembaga dapat diubah menjadi emas? Kegiatan Mahasiswa 34: Penguatan Konsep 1. Untuk elektrolisis suatu larutan elektrolit, maka dengan mengacu pada data nilai E ored, a. Tunjukkan bahwa air lebih mudah direduksi daripada ion-ion logam golongan IA dan IIA dalam Tabel Periodik Unsur. Tuliskan pula reaksi reduksi air yang terjadi. b. Tunjukkan bahwa selain ion-ion logam golongan IA, IIA, Mg 2+, dan Al3+ dapat direduksi di katode dan tuliskan beberapa contoh reaksi reduksi yang terjadi. c. Tunjukkan bahwa Pt, C, dan Au merupakan bahan elektrode inert (sukar teroksidasi) bila digunakan sebagai anode. d. Berilah beberapa contoh ion-ion yang teroksidasi di anode bila elektrolisis dilakukan dengan menggunakan elektrode inert . e. Berilah beberapa contoh ion-ion yang teroksidasi di anode bila elektrolisis dilakukan dengan menggunakan elektrode tidak inert .

2. Dengan membandingkan nilai E ored air dengan E ored ion-ion SO42, CO32, MnO4, dan ClO 4, tunjukkan bahwa ion-ion tersebut tidak teroksidasi di anode jika dilakukan elektrolisis terhadap larutan yang mengandung ion-ion tersebut. Tuliskan reaksi oksidasi air yang terjadi. Anda juga dapat menganalisis berdasarkan bilangan oksidasi atom pusat dalam ion-ion tersebut untuk memperkuat fakta ini. 3. Berdasarkan Soal 1 dan 2 di atas, buatlah bagan alir untuk menunjukkan reaksi oksidasi di anode dan reduksi di katode yang terjadi dalam elektrolisis terhadap suatu larutan elektrolit.

39


Evaluasi 3: 1. Lengkapilah tabel data elektrolisis berikut:

Elektrode Elektrolit H2SO4(aq) Ca(OH)2(aq) AgNO3(aq)

Reaksi di elektrode

Katode Besi

Anode Besi

anode ?

Katode ?

Platina

Platina

?

?

Karbon

Karbon

?

Zink

Zink

?

? +

Ag (aq) + e



Ag( s)

K 2SO4(aq)

Platina

Platina

?

?

? KCl

Zink Platina

Zink Platina

? ?

? ?

?

?

?



2Br (aq)

Br 2(l ) + 2e



Fe2+(aq) + 2e



Fe( s)

2. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi untuk elektrolisis berikut! a. larutan NaOH dengan elektrode platina b. larutan HCl dengan elektrode emas c. larutan Cu(NO) 2 dengan elektrode karbon d. larutan AgNO3 dengan elektrode perak 3. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi untuk elektrolisis lelehan NaCl dan KBr berikut: a. dengan menggunakan elektrode platina b. dengan menggunakan elektrode besi

F. HUKUM FARADAY

Pada tahun 1832, Michael Faraday (1791 – 1867) merumuskan hukum Faraday dari hasil studi elektrolisis timbal sebagai berikut: Jumlah zat-zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap elektrode selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam sel. Berdasarkan hukum ini, maka jumlah listrik dinyatakan dengan satuan faraday (F). Satu faraday adalah jumlah listrik yang terlibat dalam penangkapan atau pelepasan 1 mol elektron (6,02 1 mol e = 6,02

 1023 e).

1023 e = 1 F

Satuan jumlah listrik yang lain adalah coulomb (C). Satu coulumb didefinisikan sebagai jumlah muatan listrik (Q) yang melewati suatu titik ketika arus 1 ampere mengalir selama 1 detik. Q = i.t

dengan i = arus listrik (ampere) dan t = durasi waktu arus listrik mengalir (detik). Arus 1 ampere sama dengan muatan 1 coulumb per detik. Satu faraday sama dengan muatan 96485 (  96500) coulumb. Nilai 96500 disebut sebagai tetapan atau bilangan Faraday (F ).

1 ampere = 1

coulumb detik

atau

1 A = 1 C/det

40


1 faraday = 1 mol e = 6,02

23

10 e = 96500 coulomb

F = 96500

Oleh karena itu, dengan mengetahui jumlah mol elektron yang terlibat, maka banyaknya zat yang dihasilkan selama proses elektrolisis dapat ditentukan. Sebagai contoh, untuk elektrolisis yang menghasilkan reaksi reduksi: Fe 2+(aq) + 2e 2 mol elektron menghasilkan 1 mol Fe 1 mol elektron menghasilkan ½ mol Fe

Fe( s), maka:

6,02  1023 elektron menghasilkan ½ mol Fe 1 F menghasilkan ½ mol Fe 96500 C menghasilkan ½ mol Fe 



Selain itu, karena Q untuk 1 mol e = 96500 C = F , maka Q untuk n mol e = nF . Jadi, muatan listrik yang dibutuhkan untuk elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah mol elektron. Q = nF

dengan n = jumlah mol elektron (mol) dan F = muatan listrik per 1 mol elektron (coulomb/mol) 1. Hubungan antara Massa dengan Muatan Hukum Faraday dapat digunakan untuk menentukan massa zat-zat yang terlibat dalam reaksi redoks. Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan selama elektrolisis. Dalam reaksi reduksi atau oksidasi, 1) jumlah mol pereaksi maupun produk reaksi berbanding lurus dengan jumlah mol elektron yang terlibat. 2) Jumlah mol elektron berbanding lurus dengan muatan listrik ( Q). 3) Jumlah mol pereaksi maupun produk reaksi juga berbanding lurus dengan masing-masing massanya (m). Oleh karena itu, massa pereaksi maupun produk reaksi berbanding lurus dengan muatan listrik. m Q i.t

Contoh Soal 2.23 Berapa massa gas Cl2 yang dihasilkan dari elektrolisis larutan NaCl dengan arus 12 A selama 11 menit? Penyelesaian:

Na+(aq) + Cl(aq)

NaCl(aq)

Gas Cl2 diperoleh dari reaksi oksidasi Cl : Cl(aq)

Cl2( g ) + 2e

Strategi:

Muatan e



Mole



MolCl2

Massa Cl2

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

41


Massa Cl2 (gram)  7920 C 

Muatan e

1 mol e



96500 C



1 mol Cl 2 2 mol e





71 g Cl 2 1 mol Cl 2



2,9 gram



M ol e



M ol Cl 2

Massa Cl2

Untuk reaksi-reaksi yang melibatkan gas, maka jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi berbanding lurus dengan volume gas. Oleh karena itu, volume gas berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan selama elektrolisis berlangsung. V Q

i.t

Contoh Soal 2.24 Pada percobaan elektrolisis larutan natrium klorida encer, elektrolisis dilakukan selama 2 menit dengan menggunakan arus listrik 2 A. Larutan NaCl (a) Gas-gas apa yang dihasilkan di setiap elektrode? encer (b) Berapakah volume teoretik gas yang dihasilkan pada keadaan standar?

Elektrode karbon

Penyelesaian:

(a) NaCl(aq) Na+(aq) + Cl(aq) Di katode, Na+ tidak tereduksi Reaksi di anode: 2Cl (aq)

Cl2( g ) + 2e

Reaksi di katode: 2H 2O(l ) + 2e H2( g ) + 2OH(aq) Jadi, di anode dihasilkan gas Cl 2 dan di katode dihasilkan gas H 2. (b) Strategi:

Muatan e



Mol e

Mol gas Cl2  H2



V gas Cl2  H2

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

mol e =

14000 C 96500 C/mol e



= 0,145 mol 

mol Cl2 = mol H 2 = ½ mol e = 0,0725 mol V (Cl2) = V (H2) = (0,0725 mol)(22,4 L/mol) = 1,624 L Jadi, volume gas = 2(1,624 L) = 3,248 L

2. Hubungan antara Massa dengan Massa Ekivalen Hukum Faraday juga dapat digunakan untuk menentukan massa zat-zat yang terlibat dalam reaksi redoks berdasarkan massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi. Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi yang terlibat dalam proses elektrolisis. Jika massa ekivalen dinyatakan dengan mek , maka: m m ek

42


Massa ekivalen adalah massa atom atau massa molekul per jumlah elektron yang dilepaskan atau diterima dalam reaksi redoks. Jika massa atom atau massa molekul dinyatakan sebagai massa molar ( M m), maka massa ekivalen adalah massa molar pereaksi atau produk reaksi dibagi dengan perubahan bilangan

oksidasi dalam satuan mol 1 ( x). m ek 

M m x

Sebagai contoh, untuk reaksi: Ag+(aq) + e Fe2+(aq) + 2e

Ag( s),

mek Ag =

Fe( s),

mek Fe =

108 g/mol 1/mol 56 g/mol 2/mol

= 108 g

= 28 g

Hubungan antara massa dengan muatan dan massa ekivalen dinyatakan sebagai:

m 

m ek .Q

96500

Contoh Soal 2.25 Gambar di sebelah kanan menunjukkan pemurnian tembaga secara elektrokimia. (a) Tuliskan reaksi yang terjadi di anode dan di katode! (b) Berapa gram tembaga ( Ar Cu = 63.5) yang mengendap di katode jika larutan CuSO 4 dielektrolisis dengan arus 0,2 ampere selama 2 jam? (c) Berapa gram logam tembaga (anode) yang teroksidasi?

Anode

Tembaga larut

Katode

Endapan tembaga

Pengotor

Penyelesaian:

(a)

Reaksi di anode: Cu( s) Reaksi di katode: Cu 2+(aq) + 2e



Cu2+(aq) + 2e



Cu( s)



2+

(b) Di katode, Cu menerima 2e , sehingga massa ekivalen (m ek ) Cu = 63,5/2 g mCu (gram) =

mek i.t . 96500

=

(63,5 2 g) .(0,2 A).(2.60.60 detik) 96500 A.detik

= 0,47 gram

(c) Massa tembaga yang teroksidasi di anode = massa tembaga yang terbentuk di katode = 0,47 gram Kegiatan Mahasiswa 35: Penguatan Konsep Gunakan persamaan Q = nF dan hubungan antara m dengan Q dan mek untuk membuktikan bahwa:

m

mek Q . 96500

Hukum Faraday juga dapat diterapkan untuk penentuan massa zat-zat dari elektrolisis beberapa sel yang tergabung secara seri (Gambar 2.21). Dalam sel gabungan ini, muatan listrik yang masuk ke dalam setiap sel adalah sama sehingga perbandingan massa zat yang dihasilkan pada setiap elektrode berbanding lurus dengan massa ekivalennya. Oleh karena itu, untuk elektrolisis sel gabungan seri:

43


m (I) m (II)



m ek (I) m ek (II)

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

S el I



S el III

S el II

Gambar 2.21 Sel elektrolisis yang tergabung seri. Dalam elektrolisis ini, muatan listrik yang digunakan oleh setiap sel adalah sama.

Sebagai contoh, jika sel I, II, dan III berturut-turut berisi larutan CuSO 4, AgNO3, dan NaCl, perbandingan massa Cu dengan massa Ag yang mengendap di setiap katodenya setelah elektrolisis adalah:

m Cu m Ag



mek Cu mek Ag

Contoh Soal 2.26 Suatu larutan CuSO 4 dan larutan AgNO 3 dielektrolisis secara bersamaan dalam dua sel yang digabung secara seri dengan menggunakan satu sumber listrik. Setelah elektrolisis berlangsung beberapa waktu diperoleh logam tembaga sebanyak 6,35 gram. Berapa massa logam perak yang dihasilkan? (Ar Cu = 63,5; Ag = 108) Penyelesaian:

Andaikan sel I berisi larutan CuSO 4 dan sel II berisi larutan AgNO 3, maka logam Cu dari reduksi ion Cu2+ mengendap di katode I dan logam Ag dari reduksi ion Ag + mengendap katode II. Reaksi reduksi di sel I: Cu 2+(aq) + 2e +

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

m(Ag) m(Cu) m(Ag) =



mek (Ag) mek (Cu)



Cu( s)



Ag( s)

mek (Ag) mek (Cu) 

m(Cu) =

(108/1) g (63,5/2) g



6,35 g = 21,6 g

Jadi, logam perak yang dihasilkan sebanyak 21,6 gram. Cara lain: Karena muatan listrik yang mengalir dalam kedua sel adalah sama, maka jumlah elektron yang mengalir dalam kedua sel juga sama, sehingga ersamaan reaksi reduksi di katode II harus dikalikan dengan 2. Reaksi reduksi di sel I: Cu 2+(aq) + 2e 

Reaksi reduksi di sel II: 2Ag +(aq) + 2e Dengan demikian, mol Ag : mol Cu = 2 : 1 mol Ag = 2  mol Cu = 2



6,35 g 63,5 g/mol

Cu( s) 2Ag( s)

= 0,2 mol

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

44


Hukum Faraday juga berlaku untuk sel-sel yang tidak tergabung, tetapi semua sel menggunakan sumber listrik dengan muatan yang sama. Contoh Soal 2.27 Sebanyak 5,6 gram logam besi diperoleh dari elektrolisis larutan FeSO 4 selama beberapa waktu. Jika sumber listrik dengan kapasitas yang sama digunakan untuk elektrolisis larutan CuSO 4 dengan durasi waktu yang sama, berapakah massa logam tembaga yang diendapkan di katode? ( Ar Fe = 56; Cu = 63,5) Penyelesaian:

Karena kapasitas dan durasi elektrolisis untuk kedua larutan sama, maka muatan listrik yang digunakan untuk elektrolisis kedua larutan adalah sama. Oleh karena itu,

m(Cu) m(Fe)



mek (Cu) mek (Fe)

Reaksi reduksi di sel I: Fe 2+(aq) + 2e 2+



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

m(Cu) =

mek (Fe) mek (Cu)



m(Fe) =

(63,5/2) g (56/2) g



Fe( s) 

Cu( s)

5,6 g = 6,35 g

Jadi, massa tembaga yang diendapkan di katode adalah 6,35 gram. Kegiatan Mahasiswa 36: Penguatan Konsep

Dengan menggunakan rumus: m 

mek Q . 96500

, buktikan bahwa untuk elektrolisis larutan dalam sel I dan sel

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

m(I) m(II)



mek (I) mek (II)

Evaluasi 4 Gambar berikut menunjukkan elektrolisis lelehan natrium klorida pada keadaan standar. Pada elektrolisis ini diperoleh gas klorin sebanyak 60 mL. a. Berapa jumlah mol gas klorin yang dihasilkan. b. Berapa massa natrium yang terbentuk? ( Ar Na = 23) c. Jika elektrolisis dilakukan dengan menggunakan arus 3,0 A, berapa lama waktu yang diperlukan untuk menghasilkan 60 mL gas klorin?

Baterai

Saklar

Katode

Anode

Pemanas

G. APLIKASI ELEKTROKIMIA 1. Aplikasi Sel Volta/Galvani Anda tentu sudah familier bahwa baterai merupakan sumber energi yang banyak digunakan dalam peralatan yang memerlukan energi listrik. Bagaimana prinsip kerja elektrokimia baterai?

45


Baterai adalah sel volta yang tersusun dari elektrode dan elektrolit yang dikemas dalam satu sistem seberhana sehingga mudah dibawa ( portable). Ada tiga jenis baterai yang saat ini telah dikembangkan dan banyak dimanfaatkan sebagai sumber energi, yaitu baterai primer, sekunder, sel bahan bakar ( fuel cell ). Selain itu, sel volta juga banyak dikembangkan dalam analisis secara potensiometri menggunakan elektrode selektif ion (ESI). a. Baterai primer Baterai primer adalah baterai yang tidak dapat diisi ulang, sehingga jika kerja elektrokimia sel ini telah habis (mati), baterai ini tidak dapat digunakan lagi. Contoh baterai jenis ini adalah sel kering, baterai alkalin, merkuri, dan perak. 1) Sel kering atau sel LeClance Baterai ini ditemukan sejak tahun 1800 dan banyak digunakan sehari-hari di hampir setiap rumah, misalnya sebagai sumber listrik untuk lampu sorot (Gambar 2.22). Baterai ini berupa kaleng zink yang berisi pasta campuran MnO2, NH4Cl, ZnCl2, H2O, dan serbuk grafit untuk meningkatkan konduktivitas. Kaleng zink sekaligus berfungsi sebagai anode. Adapun batang grafit berfungsi sebagai katode. Selama baterai ini berfungsi, di dalam sel terjadi reaksi sebagai berikut:

1) Di anode, oksidasi: Zn( s) Zn2+(aq) + 2e 2) Di katode, reduksi MnO 2 melalui beberapa tahap yang melibatkan Mn 2+ dan reaksi asam-basa antara NH4+ dengan OH . Reaksi reduksi di katode sebenarnya berlangsung sangat kompleks. 2MnO2( s) + 2NH4+(aq) + 2e



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

Ammonia (NH3), yang sebagian berupa gas, membentuk kompleks dengan ion Zn 2+ yang mengkristal ketika bertemu dengan ion Cl . Zn2+(aq) + 2NH3(aq) + 2Cl(aq) Reaksi sel keseluruhan: 2MnO2( s) + 2NH4+Cl(aq) + Zn(s)

Zn(NH3)2Cl2( s)

Zn(NH 3)2Cl2( s) + Mn2O3( s) + H2O(l )

E sel = 1,5 V

Insulator Pasta MnO2 yang menutup grafit Pasta NH4Cl dan ZnCl2 Kaleng logam Zn

A

B

Gambar 2.22 A. Desain sel kering. B. Lampu sorot dengan sumber listrik 2 baterai kering 1,5 V.

Kegunaan: sumber listrik untuk radio jinjing, mainan anak-anak, lampu sorot, dan lain-lain. Kelebihan: murah, aman, tersedia dalam berbagai ukuran. Kelemahan: pada arus yang tinggi, produksi NH 3 dapan menurunkan tegangan, masa pakai tidak lama karena anode zink bereaksi dengan NH 4+. 2) Baterai alkalin. Baterai alkalin 1,5 V terdiri dari wadah tertutup rapat berbahan zink yang di dalamnya berisi campuran MnO2, pasta KOH alkalin, dan air (Gambar 2.23). Wadah zink ini sekaligus berfungsi sebagai anode.

46


Adapun gatang grafit yang berada di tengah-tengahnya berfungsi sebagai katode. Reaksi yang terjadi dalam sistem baterai ini adalah sebagai berikut: Anode (oksidasi):

Zn( s) + 2OH(aq)

ZnO( s) + H2O(l ) + 2e

Katode (reduksi): MnO 2( s) + 2H2O(l ) + 2e Reaksi sel: Zn( s) + MnO 2( s) + H2O(l )

Mn(OH)2( s) + 2OH (aq) ZnO( s) + Mn(OH)2( s) E sel = 1,5 V Pentol katode grafit bermuatan () Baja pelapis MnO2 dalam pasta KOH Anode Zn Batang grafit Lapisan adsorben/p emisah Penutup bermuatan ()

Gambar 2.23 Baterai alkalin. Gambar sebelah kanan menunjukkan komponen-komponen yang terkandung dalam baterai alkalin. S ilberberg, 2007.

Kegunaan: sama dengan sel kering. Kelebihan: tidak terjadi penurunan tegangan dan masa pakai yang lebih lama daripada sel kering karena adanya elektrolit alkalin, tersedia dengan berbagai ukuran. Kekurangan: lebih mahal daripada baterai sel kering. 3) Beterai merkuri dan perak Baterai merkuri dan perak dikemas dalam bentuk yang s ederhana. Kedua baterai ini menggunakan wadah zink yang sekaligus berfungsi sebagai anode. Sebagai katode, baterai merkuri menggunakan MgO dan baterai perak menggunakan Ag 2O. Kedua baterai ini menggunakan pelapis baja yang mengelilingi katode. Pereaksi padat dikemas dengan KOH dan dipisahkan dengan kertas basah. Reaksi-reaksi yang terjadi dalam kedua sistem baterai adalah sebagai berikut:

Anode (oksidasi):



Zn( s) + 2OH (aq)

ZnO( s) + H2O(l ) + 2e

Katode (reduksi): Baterai merkuri: HgO( s) + H2O(l ) + 2e Baterai perak:



Ag2O( s) + H2O(l ) + 2e

Reaksi sel baterai merkuri: Zn( s) + HgO( s) Reaksi sel baterai perak: Zn( s) + Ag2O( s)

ZnO( s) + Hg(l ) ZnO( s) + 2Ag( s)



Hg(l ) + 2OH (aq) 

2Ag( s) + 2OH (aq) E sel = 1,3 V E sel = 1,6 V

Kedua baterai ini dikonstruksi dengan ukuran kecil. Baterai merkuri sering dalam kalkulator (Gambar 2.24). Adapun bateri perak banyak digunakan dalam jam dan alat bantu dengar. Kekurangan kedua jenis baterai ini adalah dalam hal toksisitas me rkuri dan mahalnya sel perak. Penutup sebagai anode Kaleng sebagai katode Zn dalam jel KOH (anode) Gasket Pemisah Pelet Ag2 O dalam grafit (katode) Gambar 2.24 Baterai merkuri. Bagian kanan adalah ko mponen-komponen dalam sistem baterai merkuri.

Kelebihan: ukuraan kecil, potensial besar, perak tidak b eracun. Kekurangan: merkuri beracun, perak mahal

47


b. Baterai sekunder (dapat diisi ulang) baterai dapat isi-ulang (rechargeable) dapat diisi ulang bila energi yang tersimpan sudah habis terpakai. Pengisian baterai ini dapat dilakukan dengan mengisi energi listrik melalui pembalikan reaksi dan pembentukan ulang pereaksi. Dengan kata lain, sel volta secara periodik dibalik menjadi sel elektrolisis. Itulah sebabnya baterai jenis ini disebut sebagai baterai sekunder. Baterai sekunder yang paling banyak dipakai sebagai baterai mobil. Dua jenis bateri sekunder yang relatif baru adalah baterai hidrida logamnikel dan baterai ion-litium. 1) Baterai asam-timbal (aki) Aki memiliki enam sel yang terhubung secara seri dengan kapasitas total 12 V. Setiap sel memiliki kapasitas 2,0 V. Setiap sel mengandung dua kisi ( grid ) timbal yang berfungsi sebagai elektrode, yang satu adalah Pb sebagai anode dan yang satunya lagi PbO 2 sebagai katode. Kedua elektrode ini direndam dalam larutan elektrolit H 2SO4 4,5 M. Di antara kedua elektrode dipasang lembaran serat kaca ( fiberglass) untuk mencegah kerusakan (Gambar 2.24).

Katode () : kisi timbal berisi PbO2

Anode () : kisi timbal berisi karang Pb

Elektrolit H 2SO 4

Gambar 2.24 Baterai asam-timbal (aki). Kedua elektrode mengandung timbal (Pb). Ketika reaksi redoks berlangsung, kedua elektrode menghasilkan PbSO 4 yang melapisi kedua elektrode.

Ketika sel beroperasi, sel ini berkerja sebagai sel volta menghasilkan energi listrik yang berasal dari reaksi-reaksi berikut: Anode (oksidasi):

Pb( s) + HSO4(aq)

PbSO4( s) + H+(aq) + 2e

Katode (reduksi): PbO 2( s) + 3H+(aq) + HSO4(aq) + 2e Reaksi sel: Pb( s) + PbO2( s) + 2H2SO4(aq)

PbSO4( s) + 2H2O(l )

2PbSO4( s) + 2H2O(l )

Ketika aki diisi ulang, sel ini bekerja sebagai sel elektrolisis. Energi listrik dari sumber listrik digunakan untuk membangkitkan reaksi redoks. Oleh karena itu, reaksi setengah-sel dan reaksi redoks berlangsung dengan arah yang sebaliknya. Fungsi katode berubah menjadi anode dan sebaliknya anode berubah menjadi katode. Reaksi keseluruhan ketika dilakukan pengisian ulang: 2PbSO4( s) + 2H2O(l )

Pb( s) + PbO2( s) + 2H2SO4(aq)

2) Baterai hidrida logam-nikel (ni ckel-metal H idryde Battery , battery Ni-MH) Salah satu alasan yang mendasari pembuatan baterai jenis ini adalah bahaya toksik dari baterai nikelkadmium (nikad). Dalam baterai Ni-MH, setengah-reaksi di anode mengoksidasi hidrogen yang terabsorpsi dalam paduan logam (dilambangan sebagai M, misalnya LaNi 5) dalam elektrolit basa (KOH), sedangkan nikel(III) dalam bentuk NiO(OH) direduksi di katode (Gambar 2. 25).

Anode (oksidasi):

MH( s) + OH(aq)

M( s) + H2O(l ) + e

Katode (reduksi): NiO(OH)( s) + H2O(l ) + e Ni(OH)2( s) + OH(aq) Reaksi sel: MH( s) + NiO(OH)( s) M( s) + Ni(OH)2( s) E sel = 1,4 V

48


NiO(OH)(anode) Pemisah MH (katode) Insulator Gasket

Tabung penurun panas

Gambar 2.25 Baterai hidrida logam-nikel.

Selama pengisian ulang, reaksi sel berlangsung dengan arah yang terbalik. Baterai Ni-MH banyak digunakan dalam unit kamera, pisau cukur tanpa kabel, dan alat pengebor. Baterai jenis ini memiliki tenaga yang kuat, ringan, dan nontoksik. Baterai ini harus dimatikan selama penyimpanan dalam jangka waktu yang relatif lama. 3) Baterai ion-Litium Baterai ini terdiri anode atom litium (Li) yang terletak di antara lembaran-lembaran grafit (dilambangkan sebagai Li xC6), katode litium logam oksida, misalnya LiMn 2O4 atau LiCoO 2, dan elektrolit LiPF6 1 M dalam pelarut organik. Elektron mengalir melewati sircuit , sedangkan ion-ion Li+ yang tersolvasi mengalir dari anode ke katode di dalam sel (Gambar 2.25). Reaksi sel yang terjadi adalah sebagai berikut:

Anode (oksidasi):

Li xC6

xLi+ + xe + C6( s)

Katode (reduksi): Li 1xMn2O4( s) + xLi+ + xe Reaksi sel: Li1xMn2O4( s) + Li xC6

LiMn2O4( s)

LiMn2O4( s) + C6( s)

E sel = 3,7 V

Reaksi sel berlangsung dengan arah terbalik s elama pengisian ulang.

Anode Li dalam grafit

Katode

Elektrolit LiPF6 dalam (CH3 ) 2 CO3

LiMn2 O 4

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

Baterai jenis ini banyak digunakan d alam komputer laptop tanpa kabel, handphone, dan lain-lain. Kegiatan Mahasiswa 38: Kajian Literatur dan Desain Sumber Listrik Industri baterai kini berkembang sangat cepat seiring dengan perkembangan teknologi dan komunikasi. Untuk memperkuat konsep dan menambah wawasan, carilah informasi lain mengenai jenis-jenis baterai dan sel bahan bakar dari berbagai literatur yang saat ini banyak digunakan. Berdasarkan pengetahuan Anda, cobalah desain sumber-sumber energi listrik lain yang bekerja berdasarkan proses galvani.

49


Kegiatan Mahasiswa 39: Berfikir Kritis Carilah informasi mengenai baterai pada gambar di sebelah kanan dan tunjukkan komponen-komponen yang terkandung dalam sistem sel serta proses redoks yang terjadi ketika baterai tersebut digunakan. Mengapa baterai jenis ini dapat mengalami kebocoran setalah digunakan beberapa waktu?

Contoh Soal 2.28 Sel kering 1,6 V adalah salah satu jenis baterai primer yang dapat digunakan sebagai sumber energi listrik untuk menyalakan lampu. Komponen-komponen sel kering dan sebuah lampu digambarkan seperti pada gambar di sebelah. Tuliskan reaksi-reaksi yang terjadi dan gambarkan arah aliran elektron ketika lampu yang terhubung dengan sel kering menyala!

Katode karbon Pasta NH4Cl, ZnCl2 , dan MnO2 Pemisah Bola lampu Campuran karbon dan MnO2 Baterai sel kering

Penyelesaian:

Anode zink

Ketika lampu menyala, dalam baterai terjadi reaksi-reaksi sebagai berikut: Anode zink, yang sekaligus berfungsi sebagai wadah kaleng, mengalami reaksi oksidasi. Reaksi oksidasi di anode: Zn( s) Zn2+(aq) + 2e Di katode karbon, ion ammonium mengalami reduksi sebagai +



e e

berikut: 2NH4 (aq) + 2e 2NH3( g ) + H2( g ) Reaksi redoks: Zn( s) + 2NH4+(aq) Zn2+(aq) + 2NH3( g ) + H2( g ) E sel = 1,6 V





Katode karbon Pasta NH4Cl, ZnCl2 , dan MnO2

e



Pemisah

Campuran karbon dan MnO Gas H2 yang terbentuk selanjutnya dioksidasi oleh MnO 2 dalam sel untuk mencegah pengumpulan H 2 di katode yang dapat Anode zink e menghentikan reaksi redoks. e H2( g ) + MnO2( s) 2MnO(OH)( s) Gas NH3 yang terbentuk bergabung dengan Zn 2+ membentuk senyawa kompleks [Zn(NH 3)4]2+ Zn2+(aq) + 4NH3( g ) [Zn(NH3)4]2+ Elektron mengalir dari anode menuju katode melawati lampu sehingga lampu dapat menyala. 2

e







c. Elektrode Selektif Ion (ESI) Elektrode ini banyak digunakan untuk pengukuran ion-ion dalam sampel dengan batas deteksi yang

rendah hingga 10 12 M, selektivitas yang tinggi, dan rentang daerah pengukuran yang lebar. Karena selektivitasnya yang tinggi pengukuran ion-ion, maka pengukuran ion-ion tidak perlu melalui proses pemisahan. Pengukuran dapat langsung diterapkan dalam larutan sampel. Sebagai contoh, pH meter mampu mengukur ion H + langsung dalam larutan sampel secara akurat tanpa ada gangguan yang berarti 

oleh adanya ion-ion lain dalam rentang konsentrasi 10 12 – 0,1 M atau pH 1,00 – 12,00 (Gambar 2.27). Pengukuran ion-ion dengan ESI didasarkan pada persamaan Nernst yang menunjukkan hubungan langsung antara potensial sel dengan konsentrasi ion analit. Potensial sel terukur berada dalam skala milivolt, sehingga pengukuran ion-ion dengan menggunakan ESI tidak memerlukan sampel dengan jumlah yang banyak. Pengukuran cukup dilakukan dengan 2 – 10 mL larutan sampel saja, sehingga biaya analisis sangat murah tetapi akurat.

50


ESI yang hingga kini banyak dikembangkan memiliki dua model, yaitu model tabung dan model kawat terlapis. Respon potensial berasal dari reaksi kesetimbangan antara ion analit dalam larutan sampel dengan ion yang sama dalam larutan internal atau dalam membran. Saat ini hampir semua ESI sudah dapat dioperasikan secara digital baik yang tersambung dengan komputer maupun yang terpisah. Selain di bidang kimia analitik, ESI banyak diterapkan dalam bidang medis dan kedokteran, misalnya untuk penentuan kadar gula darah dan beberapa aplikasi lain yang terlihat sederhana, praktis, tetapi akurat. Materi ESI secara khusus akan Anda pelajari di Perguruan Tinggi. Anda juga akan menjumpai metode-metode analisis lain yang menerapkan prinsip-prinsip elektrokimia seperti voltametri, amperometri, koulometri, dan konduktometri.

Gambar 2.27 Contoh pH-meter. Sebelah kanan adalah tiga buah elektrode sensor pH.

2. Aplikasi Sel Elektrolisis Proses elektrolisis banyak digunakan dalam industri logam untuk pemurnian dan pemisahan logam dari berbagai sumber. Pada umumnya, logam-logam diperoleh dari sampel bijih logam yang banyak mengandung pengotor ikutan. Sebagai contoh, pemurnian tembaga dan pemisahan aluminium lebih dalam industri kedua logam ini lebih efektif menggunakan proses elektrolisis. a. Pemurnian tembaga Tembaga banyak dijumpai dalam bijih kalkopirit, CuFeS 2, suatu campuran senyawa sulfida dari FeS dan CuS. Kebanyakan deposit bijih ini mengandung kurang dari 0,5% massa Cu. Pemisahan tembaga yang jumlahnya sedikit ini memerlukan beberapa tahap hingga diperoleh tembaga dengan kemurnian yang layak untuk kawat, karena penggunaan tembaga yang paling penting adalah sebagai kawat. Setelah pemisahan besi(II) sulfida dan mereduksi tembaga(II) sulfida, tembaga yang diperoleh harus dimurnikan untuk menghilangkan pengotor-pengotor yang tidak diinginkan seperti Fe, Ni, Ag, Au, dan Pt. Pengotor-pengotor ini dipisahkan dan diolah untuk keperluan penting yang lain. Pemurnian ini melibatkan proses penyulingan secara elektrokimia ( electrorefining ) untuk mengoksidasi Cu menjadi ion Cu2+ dalam larutan, diikuti dengan reduksi ion-ion ini menjadi logam Cu yang terlapis di katode (Gambar 2.28). Untuk melakukan proses ini, tembaga tak murni ditempa menjadi pelat dan ditempatkan sebagai anode. Tembaga lain yang masih murni ditempatkan sebagai katode. Kedua elektrode ini direndam ke dalam larutan CuSO 4 asam dan diberi potensial terkontrol untuk proses elektrolisis. Dalam elektrolisis ini terjadi dua proses sekaligus, yaitu: 1) Oksidasi Cu dan pengotor-pengotor yang lebih aktif (Fe dan Ni). Adapun pengotor-pengotor yang kurang aktif (Ag, Au, dan Pt) tidak teroksidasi. Ketika lempeng anode bereaksi, logam-logam yang tidak teroksidasi rontok sebagai “lempung anode” dan dimurnikan secara tersendiri. 2) karena Cu kurang aktif dibandingkan dengan Fe dan Ni (pengotor), maka ion-ion Cu 2+ direduksi di katode, tetapi ion-ion Fe2+ dan Ni2+ tetap tinggal dalam larutan. Logam tembaga yang diperoleh melalui electrorefining ini memiliki kemurnian 99,9%.

51


Cu

2



2e



Cu 2  2e Anode () 

Cu

Cu

Katode ()

Tembaga murni

Lumpur anode

Larutan CuSO 4 asam



Tembaga tak murni

A

B

Gambar 2.28 Electrorefining tembaga. A. Tembaga disuling secara elektro kimia menggunakan lempeng 2+ tembaga tak murni sebagai anode dan lempeng-lempeng tembaga murni sebagai katode. Ion Cu yang dilepaskan dari anode direduksi menjadi Cu dan terlapis di katode. Lumpur anode mengandung logam-logam

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

b. Pemisahan aluminium Aluminium, logam dengan jumlah yang paling melimpah di bumi, ditemukan dalam banyak mineral aluminosilikat. Beberapa mineral ini berubah menjadi bauksit. Pada umumnya, pemisahan aluminium dilakukan melalui proses dua tahap yang menggabungkan beberapa tahap pemisahan secara fisik dan kimia. Pertama, pemisahan mineral aluminium oksida, Al 2O3, dari bauksit. Kedua, yang menjadi fokus kita di sini, pengubahan oksida tersebut menjadi logam aluminium. Aluminium merupakan reduktor kuat yang terbentuk dari larutannya di katode. Jadi, oksida aluminium harus dielektrolisis. Namun demikian, karena titik leleh Al 2O3 sangat tinggi (2030 oC), oksida ini terlebih dahulu harus dilarutkan dalam kriolit (Na 3AlF6) agar diperoleh campuran yang dapat

dielektrolisis pada suhu  1000 oC. Tahap elektrolisis ini, disebut sebagai proses Hall-Heroult, dilakukan dalam tungku berlapis-dalam grafit. Lapisan grafit ini sekaligus berfungsi sebagai katode. Anode grafit direndam ke dalam campuran lelehan Al 2O3-Na3AlF6 (Gambar 2.29). Sel elektrolisis beroperasi dengan tegangan sedang sebesar 4,5 V, tetapi dengan aliran arus listrik yang besar antara 1,0 Al 2 O 2 F4

2



8F





C

2AlF6

3



CO 2



4e

 105 – 2,5  105 A.



Anode batang grafit ( )

Gambar 2.29 Sel elektrolisis pada pabrik aluminium. Al2O3 yang dimurnikan dicampur dengan kriolit (Na 3AlF6) dan dilelehkan. Reduksi pada pelapis tungku grafit (katode) menghasilkan lelehan Al. Oksidasi pada batang grafit (anode) secara perlahan-lahan mengubah campuran menjadi CO 2.

Al2 O3 dilarutkan dalam lelehan Na 3 AlF6

Gelembung CO2 Lelehan Al

( )

Katode lapis grafit ( ) AlF6

3



3e



Al  6F

Sumber listrik ( )



Beberapa kemungkinan reaksi terjadi melalui rangkaian reaksi berikut: 

2Al2O3( s) + 2AlF63 (l )



3Al2O2F42 (l )

52


Al terbentuk di katode melalui reaksi reduksi berikut: 

AlF63 (l ) + 3e





Al(l ) + 6F (l )

Anode grafit teroksidasi membentuk gas CO 2 melalui reaksi berikut: 





Al2O2F42 (l ) + 8F (l ) + C(grafit)

2AlF63 (l ) + CO2( g ) + 4e



Karena anode turut bereaksi, maka anode grafit harus sering diganti. Gabungan dari ketiga reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks sebagai berikut: 2Al2O3(dalam Na3AlF6) + 3C(grafit) 4Al( s) + 3CO2( g ) c. Pelapisan logam ( electroplating ) Pelapisan logam antara lain bertujuan untuk memperoleh logam yang lebih aman, memiliki nilai estetika yang tinggi, lebih kuat, dan awet. Sebagai contoh, sendok dari bahan besi dapat dilapis dengan perak melalui cara elektrolisis (Gambar 2.30). Sendok yang akan dilapis ditempatkan sebagai katode dan logam perak sebagai anode. Kedua elektrode dicelupkan ke dalam sel elektrolisis yang berisi larutan NaCN. Ketika elektrolisis dilakukan, anode Ag teroksidasi dan larut menjadi Ag +. Selanjutnya, ion-ion Ag + tereduksi di katode menjadi logam Ag yang terlapis di katode besi.

Reaksi oksidasi di anode: Ag( s)

Ag+(aq) + e

Reaksi reduksi di katode: Ag +(aq) + e Reaksi redoks: Ag( s) + Ag+(aq)

Ag( s) (melapis katode Fe) Ag (aq) + Ag( s) +



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

Ag(CN)2(aq)

Sumber listrik

Anode perak

Katode besi

Air mengandung Ag , Na , dan CN 

A

Gambar 2.30 Pelapisan sendok besi dengan perak. A. Elektrolisis dilakukan dengan potensial listrik luar lebih dari 1,24 V. B. Sendok besi terlapis perak (kiri) dan sendok besi asal (kanan). International Silver Plating, Inc.,





B

d. Elektrolisis air Gas hidrogen dan oksigen dapat diperoleh melalui proses elektrolis asam kuat encer seperti H 2SO4 encer

menggunakan elektrode inert , misalnya platina (Gambar 2.31). Di anode, ion SO 4 tidak teroksidasi, tetapi molekul air yang teroksidasi. Adapun di katode, ion H + tereduksi menjadi gas H 2. Proses ini berlangsung melalui reaksi-reaksi berikut: 4H+(aq) + O2( g ) + 4e

Reaksi oksidasi di anode: 2H 2O(l ) Reaksi reduksi di katode: 2H +(aq) + 2e Reaksi redoks: 2H 2O(l )



H2( g ) ( 2) 2H2( g ) + O2( g )

53


Dengan potensial listrik luar, elektrolisis H 2SO4 encer akan menghasilkan gas H 2 di katode dan gas O 2 di anode. Jadi, elektrolisis yang terjadi sama dengan elektrolisis air murni.

H 2SO 4 encer

Gambar 2.31 Elektrolisis air. Elektrolisis H2SO4 encer dengan menghasilkan gas H 2 di katode dan gas O2 di anode.

Anode Pt Katode Pt

PERLU ANDA TAHU ... REAKSI REDOKS PADA TURUNAN HIDROKARBON

Struktur Lewis berperan penting dalam penggambaran reaksi redoks yang terjadi pada molekul-molekul rumit seperti molekul-molekul organik. Sebagai contoh, reaksi antara alkohol, CH 3CH2OH, dengan ion dikromat, Cr 2O72, dalam media asam berlangsung melalui persamaan reaksi sebagai berikut: CH3CH2OH( g ) + Cr 2O72(aq) + H+(aq)

CH3COOH(aq) + Cr 3+(aq) + H2O(l )

Reaksi ini biasanya digunakan untuk penentuan kandungan alkohol pada seseorang menggunakan Breathanalyser . Untuk menentukan bilangan oksidasi atom C pada CH 3CH2OH dan CH3COOH dapat digunakan struktur Lewis seperti pada Gambar 2.32. 

H 

1

H



1



H 

1

H 

3

C

C

H

H



1

2

O  



1



H



O

2 

1

H

1 

1

1

C 3

H



C 1

O 

2



H

1

3

Asam asetat

Etanol

Gambar 2.32 Oksidasi etanol menjadi asam asetat.

Dengan menganggap bahwa gugus  CH3 memiliki bilangan oksidasi total sama dengan nol, maka atom C pada gugus gugus  CH3 memiliki bilangan oksidasi

3.

Dengan anggapan yang sama, maka

bilangan oksidasi atom C pada gugus  CH2OH adalah 1 dan pada gugus  COOH adalah +3. Dengan demikian, karena bilangan oksidasi atom C pada gugus-gugus fungsi berubah dari oksidasi terjadi melalui pelepasan 4 elektron: Oksidasi: CH3CH2OH

1 menjadi +3, reaksi

CH3COOH + 4e

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

setengah-reaksi oksidasi: CH3CH2OH Setengah-reaksi reduksi:

Cr 2O7

2

CH3COOH 2Cr 3+

54


Tahap II:

Penyetaraan jumlah atom O dan H dalam suasana asam. H2O + CH3CH2OH CH3COOH + 4H+ 14H+ + Cr 2O72

2Cr 3+ + 7H2O

Tahap III: Penyetaraan jumlah muatan CH3COOH + 4H+ + 4e ( 3)

H2O + CH3CH2OH 6e + 14H+ + Cr 2O72 +

3H2O + 3CH3CH2OH + 28H + 2 Cr 2O7

2Cr 3+ + 7H2O 2

14

Disederhanakan menjadi: 3CH3CH2OH + 14H+ + 2 Cr2O72

( 2)

3CH3COOH + 12H+ + 4Cr 3+ + 14H2O 11

3CH3COOH + 4Cr3+ + 11H2O

H. MENYADARI PENTINGNYA INOVASI TEKNOLOGI

Kebutuhan akan energi listrik makin hari makin mendesak, sehingga dibutuhkan komitmem yang kuat untuk memacu rekayasa energi melalui pengembangan sumber energi listrik alternatif yang lebih hemat dan mudah digunakan. Teknologi baterai rechargeable harus terus dikembangkan seiring dengan penemuan beberapa sumber energi alternatif pengganti bahan bakar minyak yang makin beragam. Kreativitas pengembangan teknologi sumber listrik berbasis elektrokimia akan mengangkat kemandirian kita dan mengurangi ketergantungan pada teknologi-teknologi sejenis dari negara lain. Negara kita diberi anugerah oleh Tuhan dengan kandungan mineral yang melimpah dan potensial sebagai sumber devisa negara. Jika mineral-mineral ini dapat diolah secara benar, negara kita akan menjadi negara yang makmur sebagai produsen logam-logam mulia maupun logam-logam lain yang bernilai ekonomi tinggi. Teknologi elektrokimia dapat dikembangkan untuk proses pemisahan dan pemurnian logam-logam potensial dari bijih logam yang melimpah di Indonesia, sehingga meningkatkan nilai tambah dan nilai ekonomi logam-logam tersebut. Industri elektronik berbasis semikonduktor memerlukan suplai logam-logam metaloid sebagai bahan baku. Teknologi elektrokimia juga lebih efisien diterapkan dalam pengolahan logam-logam mulia yang bernilai tinggi. Dengan penguasaan teknologi berbasis elektrokimia, kita dapat mengekstrak, mengolah, dan memberdayakan semua logam potensial yang melimpah di negara kita. Teknologi elektrokimia juga dapat dikembangkan untuk proses produksi gas-gas murni seperti gas oksigen dan hidrogen. Gas oksigen murni banyak dibutuhkan untuk penangan kesehatan di dunia medis dan kedokteran serta untuk memenuhi kebutuhan beberapa industri. Gas nitrogen dan unsur-unsur halogen juga dapat diproduksi secara elektrokimia melalui proses elektrolisis. Teknologi penyepuhan logam ( electroplating ) merupakan teknologi penting lain yang dikembangkan berdasarkan proses elektrolisis. Melalui penyepuhan, logam-logam yang kurang menarik dan mudah rusak dapat dilapis dengan logam lain yang lebih kuat dan bernilai estetika yang tinggi sehingga lebih aman, nyaman, awet, dan menarik untuk dipakai sesuai keperluan. Industri otomotif dan rumah tangga banyak menerapkan teknologi elektroplating untuk memproduksi peralatan-peralatan logam yang lebih baik dan lebih berkualitas dibandingkan dengan logam asalnya. Pentingnya pengembangan teknologi elektrokimia dalam dunia industri memacu kita untuk meningkatkan dan memberdayakan potensi sumber daya manusia yang memiliki keahlian dalam bidang elektrokimia. Pemberdayaan ini menjadi salah satu kunci keberhasilan dalam pengolahan sumber daya mineral yang melimpah di negara kita ma upun produksi sumber energi listrik alternatif yang lebih efisien.

55


1. Penyetaraan reaksi redoks bertujuan untuk menyetarakan jumlah atom-atom dan jumlah muatan antara pereaksi dengan produk reaksi. Penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan cara langsung, cara setengah reaksi (cara ion -elektron), dan cara bilangan oksidasi. 2. Menurut cara setengah-reaksi maupun cara bilangan oksidasi, reaksi redoks disetarakan melalui tahap penyetaraan jumlah atom-atom yang diikuti dengan penyetaraan jumlah muatan antara pereaksi dengan produk reaksi. Perbedaannya, dalam penyetaraan menurut cara setengah-reaksi, penyetaraan jumlah muatan dilakukan melalui penambahan elektron, sedangkan menurut cara bilangan oksidasi, 

penyetaraan jumlah muatan dilakukan melalui penambahan ion OH dan H2O. 3.

Elektrokimia mempelajari kaitan antara respon listrik dengan reaksi redoks. Prinsip-prinsip elektrokimia menjadi dasar bagi mekanisme kerja sel volta maupun sel elektrolisis.

4. Sel volta atau sel galvani menggunakan reaksi redoks spontan untuk menghasilkan energi listrik. Dengan kata lain, sistem bekerja pada lingkungan. 5. Sel elektrolisis menggunakan energi listrik untuk membangkitkan reaksi redoks yang tidak spontan. Jadi, lingkungan bekerja pada sistem. 6. Baik sel volta maupun sel elektrolisis terdiri dari wadah sel, elektrolit, dan elektrode. Dua jenis elektrode dengan muatan yang berlawanan adalah anode dan katode. Di anode terjadi reaksi oksidasi dan di aktode terjadi reaksi reduksi. Pada setengah-reaksi oksidasi di permukaan anode, elektron dibebaskan oleh zat yang teroksidasi dan meninggalkan sel melewati anode. Pada setengah-reaksi reduksi di permukaan katode, elektron bergerak ke dalam sel melalui katode dan ditangkap oleh zat yang tereduksi di dalam sel. 7. Dalam sel volta, komponen-komponen setiap setengah-reaksi ditempatkan dalam dua wadah yang terpisah (disebut sebagai setengah-sel) yang berisi larutan elektrolit dan sebuah elektrode yang dicelupkan ke dalamnya. Berdasarkan konvensi, setengah-sel oksidasi ditunjukkan di sebelah kiri dan setengah-sel reduksi ditunjukkan di sebelah kanan. Dalam sel volta anode bermuatan negatif dan katode bermuatan positif. Sel volta harus dilengkapi dengan jembatan garam untuk menetralkan muatan dalam larutan sel kiri dan sel kanan. 8. Untuk mempermudah pemahaman, rangkaian sel volta dinyatakan sebagai notasi sel. Dalam penulisan notasi sel, Komponen setengah-sel oksidasi ditulis di bagian kiri, sedangkan komponen setengah-sel reduksi ditulis di bagian kanan. Garis tegak tunggal menunjukkan batas fase. Garis rangkap tegak menunjukkan jembatan garam yang memisahkan dua setengah-sel. Garis ini merupakan batas fase pada kedua sisi jembatan garam. 9. Reakasi redoks dalam sel volta menghasilkan potensial sel. Potensial sel standar ( E osel), yaitu potensial yang diukur pada suhu tertentu (biasanya 298 K) dan semua komponen dalam keadaan standar (yaitu 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan, dan padatan murni untuk elektrode).

56


10. Potensial sel standar ( E osel) adalah beda potensial antara potensial elektrode standar setengah-reaksi reduksi ( E ored (lebih positif), reduksi) dengan potensial elektrode standar setengah-reaksi oksidasi ( E ored (lebih negatif) ,oksidasi). 11. Makin besar nilai E ored setengah-sel reduksi, makin besar kecenderungan reaksi reduksi terjadi sehingga makin lemah sifat reduktor zat tersebut. 12. Korosi merupakan proses galvani alami yang mengakibatkan kerusakan pada konstruksi bangunan berbasis rangka dan bahan besi. Fakta yang terjadi pada korosi besi adalah: 1) Besi tidak berkarat dalam udara kering. 2) Korosi besi tidak terjadi dalam air tanpa udara, tetapi dapat terjadi dalam air yang mengandung oksigen. 3) Hilangnya besi dan terbentuknya karat terjadi pada tempat yang berbeda dalam benda yang sama. 4) Korosi besi berlangsung lebih cepat pada pH rendah, dalam larutan elektrolit, dan karena kontak dengan logam yang kurang aktif. 5) Korosi besi berlangsung lambat ketika besi kontak dengan logam yang lebih aktif. 13. Dalam sel volta maupun sel elektrolisis, oksidasi terjadi di anode dan reduksi di katode, tetapi dengan arah aliran elektron dan tanda muatan elektrode yang terbalik. Dalam sel elektrolisis, anode bermuatan positif dan katode bermuatan negatif. 14. Hukum Faraday: Jumlah zat-zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap elektrode selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam sel. 15. Hukum Faraday I: Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan selama elektrolisis. 16. Hukum Faraday II: Massa zat pereaksi maupun produk reaksi redoks berbanding lurus dengan massa ekivalen pereaksi maupun produk reaksi yang terlibat dalam proses elektrolisis.

SUPLEM EN UJI MANDIRI 1. Perhatikan sel volta pada gambar di sebelah kanan dan tunjukkan mana yang menjadi (a) anode, (b) katode, (c) jembatan garam, (d) elektrode sumber elektron, (e) elektrode bermuatan positif, dan (d) elektrode yang massanya bertambah ketika sel volta b eroperasi. 2. Apa perbedaan antara elektrode aktif dan pasif? Mengapa elektrode pasif digunakan? Berilah dua contoh bahan yang dapat digunakan sebagai elektrode pasif? 3. Perhatikan gambar sel volta di sebelah kanan. a. Ke arah mana elektron mengalir? b. Pada setengah-sel yang manakah oksidasi terjadi? c. Pada setengah sel yang manakah elektron memasuki sel? d. Pada elektrode yang mana elektron diterima? e. Manakah elektrode yang bermuatan negatif? f. Elektrode manakah yang massanya berkurang selama sel beroperasi?

Fe2 1 M 

57


g. Larutan apa yang dapat digunakan sebagai elektrolit? h. Garam apa yang dapat digunakan sebagai jembatan garam? i. Ke arah manakah ion-ion jembatan garam berpindah? j. Tuliskan reaksi redoks yang terjadi. 3. Tuliskan notasi sel untuk sel volta yang bekerja melalui reaksi-reaksi b erikut: a. Al( s) + Cr 3+(aq) Al3+(aq) + Cr( s) b. Cu2+(aq) + SO2( g ) + 2H 2O(l )

Cu( s) + SO42(aq) + 4H+(aq)

4. Tuliskan persamaan reaksi untuk notasi sel berikut: a. Mn( s) | Mn2+(aq) || Cd 2+(aq) | Cd( s) b. Fe( s) | Fe2+(aq) || NO3(aq) | NO( g ) | Pt( s) 5. Dalam larutan asam, ozon (O 3) bereaksi spontan dengan ion Mn 2+ menurut reaksi: O3( g ) + Mn2+(aq) + H2O(l ) O2( g ) + MnO 2( s) + 2H+(aq) E osel = 0,84 V. a. Tuliskan setiap reaksi-setengah selnya. b. Gunakan data potensial elekrode standar untuk menemukan E oozon dan hitunglah E omangan 6. Berdasarkan data potensial elektrode standar, susunlah: a. urutan penurunan kekuatan oksidator untuk: Fe 3+, Br 2, Cu2+. 

b. urutan kenaikan kekuatan oksidator untuk: Ca 2+, Cr 2O72 , Ag+. 7. Berdasarkan data potensial elektrode standar, susunlah: a. urutan penurunan kekuatan reduktor untuk: SO 2, PbSO4, MnO2. b. urutan kenaikan kekuatan reduktoruntuk: Hg, Fe, Sn. 8. Setarakan dua persamaan reaksi berikut dan hitunglah E osel, dan nyatakan apakah reaksi spontan atau tidak: a. Co( s) + H+(aq) Co2+(aq) + H2( g ) MnO4(aq) + Br (aq)

b. Mn2+(aq) + Br 2(l )

9. Tuliskan persamaan reaksi redoks spontan berdasarkan tiga persamaan setengah-reaksi reduksi berikut: (1) Au+(aq) + e

Au( s)

(2) N2O( g ) + 2H +(aq) + 2e (3) Cr 3+(aq) + 3e



Cr( s)

E o = 1,69 V N2( g ) + H2O(l )

E o = 1,77 V

Eo = 0,74 V

10. Ketika logam A ditempatkan ke dalam larutan garam logam B, permukaan logam A berubah warna. Ketika logam B ditempatkan ke dalam alrutan asam, gelembung-gelembung gas terbentuk di permukaan logam B. Ketika logam A ditempatkan ke dalam larutan garam logam C, tidak ada perubahan yang teramati pada larutan mauoun permukaan logam A. Apakah logam C akan menghasilkan gas H 2 jika ditempatkan ke dalam larutan asam? Susunlah logam A, B, dan C menurut penurunan kekuatan pereduksi.

58


11. Ketika paku besi dimasukkan ke dalam larutan tembaga(II) sulfat, paku menjadi terlapis oleh material hitam kecoklatan. a. material apa yang terlapis di permukaan paku? b. Apa yang berperan sebagai pereduksi dan sebagai pengoksidasi? c. Dapatkah reaksi ini dibuat dalam sel volta? d. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi. e. Hitunglah nilai E osel untuk proses ini. 12. Beberapa peralatan listrik memerlukan lebih dari satu baterai. Berapa jumlah baterai alkalin yang harus dipasang secara seri untuk menyalakan lampu kamera dengan bola lampu 6,0 V? 13. Selama pembuatan patung Liberty, sekat teflon dipasang di antara rangka besi dan pelat tembaga yang melapisi patung. Apa tujuan pemasangan sekat ini? 14. Logam-logam apakah berikut ini yang cocok sebagai anode korban untuk mencegah korosi pipa yang dipasang di bawah tanah? Jika tidak cocok, jelaskan mengapa demikian! (1) aluminium (4) nikel (2) magnesium (5) kromium (3) natrium (6) magnesium 15. Perhatikan sel elektrokimia pada gambar di sebelah kanan! a. Apakah sel tersebut merupakan sel galvani atau sel elektrolisis? Jelaskan! b. Berilah label untuk menunjukkan anode dan katodenya dan tunjukkan arah aliran ion yang terjadi! c. Tuliskan persamaan reaksi di anode, katode, dan reaksi redoks yang terjadi!

Baterai

Elektrode inert

16. Pelet berpori titanium dioksida, TiO 2, dapat direduksi menjadi logam Ti pada patode dalam sel elektrokimia yang mengandung elektrolit

Baterai

2

lelehan CaCl2. Ketika TiO2 tereduksi, ion-ion O yang larut dalam lelehan CaCl 2 selanjutnya teroksidasi menjadi gas O 2 di anode. Wadah dari Pendekatan ini dapat digunakan untuk proses pembuatan titanium atau grafit titanium dengan biaya yang murah. Proses ini ditunjukkan seperti Pelet pada gambar berikut: TiO a. Berilah label yang menunjukkan katode dan anode serta tanda muatan kedua elektrode tersebut! b. Tunjukkan arah aliran elektron dan ion-ion! c. Tuliskan persamaan reaksi di anode, katode, dan reaksi redoks yang terjadi!

Grafit

2

17. Apa alasan praktis penggunaan kriolit dalam elektrolisis aluminium oksidas? 18. pada elektrolisis lelehan NaBr, apa produk yang diperoleh di anode dan di katode? 19. Manakah dari unsur-unsur berikut yang dapat diperoleh melalui elektrolisis larutan garamnya: tembaga, barium, aluminium, atau bromin?

59


20. Apa produk reaksi yang diperoleh di setiap elektrode dari elektrolisis larutan Cr(NO 3)3 dan larutan MnCl2? 21. Berapa gram logam aluminium yang dapat diperoleh melalui arus listrik 305 C yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis yang berisi lelehan garam aluminium? 22. Pelapisan dengan zink merupakan cara penting dalam perlindungan korosi. Walaupun proses pelapisan biasanya dilakukan dengan menyelupkan logam yang akan dilapis ke dalam lelehan zink, logam tersebut juga dapat dilapis dengan zink dari larutan garamnya. Berapa gram logam zink dari larutan ZnSO4 yang dapat terlapis pada tangki baja, jika arus 0,755 A dialirkan selama 2 hari? 23. Seorang teknisi melapis suatu batang besi dengan 0,86 g kromium dari sel elektrolisis yang berisi Cr 2(SO4)3 selama 12,5 menit. Berapakah aruss listrik yang diperlukan? SOAL-SOAL PILIHAN GANDA

1.

Reaksi: MnO4 + NO2 + H+ Mn2+ + NO3 + H2O Jika persamaan reaksi disetarakan dengan koefisien bilangan bulat terkecil, koefisien ion H + adalah .. A. 1 B. 6 C. 8 D. 16 E. 18

2.

Untuk reaksi berikut:





Cl2 + OH

Cl + ClO3



Bila reaksi disetarakan dengan koefisien bilangan bulat terkecil, berapakah koefisien ion OH ... A. 2 B. 3 C. 4 D. 6 E. 8 3.

Jika persamaan reaksi berikut disetarakan: NH 3 + O2 koefisien O2 yang terkecil adalah ... A. 2 B. 3 C. 4 D. 5 E. 6

4.

Untuk reaksi berikut: Br 2 + OH

NO2 + H2O

Br  + BrO3 + H2O



koefisien terkecil ion OH dalam reaksi yang telah setara adalah ... A. 3 B. 6 C. 12 D. 18 E. 20 5.

Koefisien reaksi atau nilai a, b, c, dan d dari persamaan reaksi: aSO2( g ) + bH2S( g ) cH2O(l ) + d S( s) berturut-turut adalah ... A. 1, 2, 2, 3 B. 1, 2, 1, 3 C. 1, 3, 1, 2 D. 2, 1, 2, 1

E. 2, 1, 1, 3

6.

Berapa jumlah elektron yang diperlukan untuk penyetaraan setengah reaksi oksidasi etanol menjadi asam asetat berikut: C 2H5OH CH3COOH A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

7.

Diketahui tiga pasangan oksidasi-reduksi sebagai berikut: I. AmO22+/AmO2+ II. AmO 22+/Am4+ III. Am4+/Am2+ Pasangan reaksi yang dapat dipengaruhi oleh kondisi p H larutan adalah... A. I saja B. II saja C. I dan II D. I, II dan III E. III saja

8.

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



PbO2( s) + 4H+(aq) + SO42 (aq) + 2e Bagaimana densitas dan pH larutan elektrolit?

PbSO4( s) + 2H 2O(l )

60


A. B. C. D. E. 9.

Densitas Bertambah Bertambah Berkurang Berkurang Tetap

pH Bertambah Berkurang Berkurang bertambah bertambah

Dalam reaksi: ClO3(aq) + 5Cl(aq) + 6H+(aq) 3Cl2( g ) + 3H2O(l ) Zat pengoksidasi dan pereduksinya berturut-turut adalah ... A. Cl dan ClO3

C. ClO3 dan H+

B. ClO3 dan Cl 

D. Cl dan H +

10. Jika setengah reaksi NO 3 ....

E. H + dan Cl 

NO disetarakan, untuk 1 NO 3 dalam suasana asam, .... elektron

A. 3  ditangkap

 dilepaskan D. 3  dilepaskan C. 1

B. 1  ditangkap

E. 2  dilepaskan

11. Logam Fe ( Ar = 56), jika dilarutkan di dalam asam dan direaksikan dengan KMnO 4 akan terjadi reaksi sebagai berikut: Fe2+ + MnO4 Mn2+ + Fe3+ Jika massa Fe yang dilarutkan adalah 11,2 gram, maka volume KMnO 4 0,1 M yang dibutuhkan untuk reaksi tersebut adalah ... A. 120 ml B. 160 ml C. 250 ml D. 320 ml E. 400 ml 12. Dalam sel elektrokimia, katode merupakan elektrode ... A. tempat terjadinya reaksi oksidasi B. tempat terjadinya reaksi reduksi C. tempat terbentuknya ion positif D. tempat terbentuknya ion negatif E. tempat dilepaskannya elektron

13. Perhatikan sel elektrokimia berikut! V Cu

Zn

ZnSO4

CuSO 4

Penulisan diagram yang tepat dari gambar adalah ... A. Zn( s)  Zn2+(aq)  Cu2+(aq)  Cu( s) D. Cu(aq)  Cu2+( s)  Zn2+(aq)  Zn( s) 2+ 2+ 2+ 2+ B. Cu( s)  Cu (aq)  Zn( s)  Zn (aq) E. Zn( s)  Zn (aq)  Cu( s)  Cu (aq) C. Zn(aq)  Zn2+( s)  Cu2+( s)  Cu(aq)

61


14. Berapakah harga E o dari sel volta yang disusun berdasarkan setengah sel berikut: E o (volt) Zn2+ + 2e +



Ti + e A. 0,090 V

Zn Ti B. 0,426 V

 0,762  0,336 C. 1,098 V

D. 1,434 V

E. 2,405 V

15. Suatu sel elektrokimia yang dibuat dari reaksi: Cu 2+(aq) + M( s) Cu( s) + M2+(aq) memiliki E o = 0,75 V. Potensial reduksi standar Cu 2+(aq) adalah 0,34 V. Berapakah potensial reduksi standar M 2+(aq) ? A. 1,09 V

B. 0,410 V

C. 0,410 V

D. 1,09 V

E. +1,09 V

16. Untuk reaksi sel: 2Ga( s) + 6H +(aq) 2Ga3+(aq) + 3H 2( g ), potensial selnya adalah 0,54 V. Jika konsentrasi ion-ionnya adalah 1,0 M dan tekanan H 2( g ) adalah 1 atm, berapakah E o untuk reaksi Ga3+(aq) + 3e A. 0,54 V

B. 0,27 V

C. 0,27 V



Ga( s) ? D. 0,54 V

E. 1,08 V

17. Dari ketiga pernyataan berikut: I. Elektrode logam larut II. Suatu zat teroksidasi III.Ion positif terkumpul dari larutan Peristiwa yang dapat terjadi di anode dalam sel volta adalah... A. I saja B. II saja C. I dan II D. I dan III

E. III saja

18. Suatu sel volta disusun berdasarkan reaksi berikut: 2Ag+(aq) + Cu( s) 2Ag( s) + Cu2+(aq) Konsentrasi dan ukuran elektrode dapat berubah setiap saat. Pernyataan yang benar berkaitan dengan proses yang terjadi dalam sel ini adalah... A. Ag sebagai elektrode negatif B. Cu sebagai elektrode negatif C. Elektron mengalir dari Ag ke Cu D. Notasi sel: Ag+(aq)Ag( s)Cu( s)Cu2+(aq) E. Logam Ag melapis anode 19. Suatu percobaan penentuan potensial sel pada suhu 25 oC disusun sesuai dengan gambar berikut: I. Jumlah mol Al yang terbentuk lebih besar daripada jumlah mol Ag yang terbentuk Ag Al II. [Al3+] akhir lebih besar daripada [Ag +] akhir III. Jumlah elektron yang terlibat pada kedua sel adalah sama Pernyataan yang benar adalah... A. I saja C. I dan III E. II dan III Al(NO3 )3 1,0 M AgNO3 1,0 M B. I, II dan III D. III saja

62


20. Peristiwa yang terjadi dalam sel volta adalah sebagai berikut: I. Oksidasi terjadi di anode II. Elektron mengalir dari katode ke anode III. Massa anode bertambah Pernyataan yang benar adalah ... A. I saja B. II saja C. I dan II D. bukan keduanya 21. Logam apakah di bawah ini yang paling reaktif? A. Perak B. timbal C. besi D. cesium

E. III saja

E. tembaga

22. Perhatikan reaksi-reaksi berikut: X(NO3)2 + Y Y(NO3)2 + X X(NO3)2 + Z Z(NO3)2 + X Y(NO3)2 + Z tidak beraksi Urutan kenaikan reaktivitas logam X, Y dan Z yang benar adalah ... A. X < Y < Z C. Z < Y < X E. X < Y = Z B. X < Z < Y D. Z < X < Y Soal no. 29 dan 30 mengacu pada sel volta dengan persamaan setengah sel berikut: Rh3+(aq) + 3e Rh( s) E o = 0,80 V Cu+(aq) + e Cu( s) E o = 0,52 V

V Cu

Rh

jembatan garam



Cu (aq)

3

Rh (aq)

23. Bagaimana arah aliran elektron pada sirkuit luar, jika konsentrasi Rh 3+ dan Cu+ masing-masing 1 M ? A.dari anode Rh ke katode Cu D. dari katode Cu ke anode Rh B.dari katode Rh ke anode Cu E. dari sumber listrik menuju larutan C.dari anode Cu ke katode Rh 24. Berapakah potensial selnya, jika konsentrasi Rh 3+ dan Cu+ masing-masing 1 M ? A. 0,28 V B. 0,76 V C. 1,32 V D. 2,36 V E. 3,26 V 25. Diketahui: Ag+(aq) + e

Ag( s)

E o = 0,80 V

Co2+(aq) + 2e Co( s) E o = 0,28 V Berdasarkan data di atas, tentukan potensial sel standar untuk reaksi: Co( s) + 2Ag+(aq) Co2+(aq) + 2Ag( s) A. 0,52 V B. 0,66 V C. 1,08 V D. 1,88 V

E. 2,04 C

63


26. Perhatikan gambar proses korosi berikut! 1

2

3

4

5

udara CaCO 3 anhidrous

air

minyak

air

air garam

Proses korosi yang berlangsung paling lambat terjadi pada gambar ... A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5 27. Beberapa metode pencegahan korosi besi: 1. mengecat; 2. melumuri oli; 3. dibalut dengan plastik; 4. perlindungan katoda; dan 5. galvanisasi. Metode yang paling tepat digunakan untuk melindungi pipa besi yang ada di dalam tanah adalah A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5 28. Semua faktor berikut berpengaruh pada jumlah mol logam yang terdeposit selama proses elektrolisis, kecuali... A. Arus yang digunakan C. Muatan ion E. muatan dan arus listrik B. Jangka waktu elektrolisis D. Massa molar 29. Diketahui data potensial reduksi standar berikut: O2 + 4H+ + 4e Br 2 + 2e 2H+ + 2e Na+ + e

2H2O 2Br H2 Na

E o = 1,23 V E o = 1,08 V E o = 0,00 V E o = 2,71 V

Jika elektrolisis dilakukan terhadap larutan NaBr dalam larutan [H 3O+] = 1 M, hasil yang diperoleh adalah... A. Na( s) dan O2( g ) C. H2( g ) dan Br 2( g ) E. Br 2( g ) dan O2( g ) B. Na( s) dan Br 2( g ) D. H2( g ) dan O2( g ) 30. Pada elektrolisis air dihasilkan 1,008 gram gas H 2 di katode. Berapakah massa gas oksigen yang terbentuk di anode? A. 32,0 g B. 16,0 g C. 8,00 g D. 4,00 g E. 2,00 g 31. Arus 2 A digunakan untuk pelapisan Ni dari 500 mL larutan Ni 2+ 1,0 M. Berapakah [Ni 2+] setelah 3,0 jam? A. 0,39 M B. 0,46 M C. 0,78 M D. 0,89 M E. 1,00 M 32. Suatu larutan mengandung NiCl 2 dan SnBr 2 dengan konsentrasi yang sama. Berdasarkan data potensial reduksi standar berikut: Ni2+(aq) + 2e Sn2+(aq) + 2e Cl2(aq) + 2e Br 2(aq) + 2e

Ni( s) Sn( s) 2Cl-(aq) 2Br -(aq)

E o = 0,236 V E o = 0,141 V E o = 1,360 V E o = 1,077 V

64

ELEKTROKIMIA (2)

Recommend Documents