KIMIA TERAPAN
Sel Elektrokimia
MUHAMMAD RIDHO PASARIBU 5353127405
PROGRAM STUDI DIPLOMA III TEKNIK MESIN JURUSAN TEKNIK MESIN – FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS NEGERI JAKARTA 2013 1
Kata Pengantar Assalamualaikum Wr. Wb. Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah SWT, atas berkat Rahmat dan Ridho-Nya saya dapat menyelesaikan makalah kimia terapan ini. Makalah ini ditulis untuk menjelaskan mengenai sel elektrokimia. Saya sebagai penyusun menyadari sepenuhnya bahwa masih banyak kekurangan yang terdapat di dalam laporan ini, untuk itu saya sangat mengharapkan adanya saran dan kritik dari teman-teman maupun dosen bersangkutan. Mohon maaf bila ada kesalahan dan kata yang kurang berkenaan, akhir kata saya mengucapkan terima kasih, Billahitaufik walhidayah.
Wassalamualaikum Wr. Wb.
Jakarta, 06 Juni 2013
Penyusun
2
A. Pengertian Sel Elektrokimia Eletrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan aliran listrik. Aliran listrik merupakan suatu aliran yang bermuatan seperti elektron. Reaksi yang berhubungan dengan adanya aliran elektron adalah reaksi yang melibatkan pelepasan dan penerimaan elektron atau yang kita kenal dengan reaksi redoks. Reaksi redoks ada yang berlangsung dalam reaksi spontan (ΔG < 0) dan ada yang reaksi nonspontan (ΔG > 0). Alat yang dapat digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks spontan maupun tidak spontan disebut sel elektrokimia. Sel elektrokimia ini dapat berupa sel volta atau sel galvani, dan sel elektrolisis. Sel volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang
disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan, sedangkan sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menyebabkan terjadinya reaksi redoks nonspontan yang disebabkan adanya energi listrik dari luar. a. Sel Volta
Sel volta sering disebut juga sebagai sel galvani karena volta dan galvani adalah ahli yang menemukan fenomena sel elektrokimia. Luigi Galvani (1737 – 1798), merupakan ahli fisiologi berkebangsaan Italia yang menyatakan adanya sifat listrik pada tulang hewan lewat percobaannya pada tulang katak. Sementara Alessandro Volta (1745 – 1827), merupakan ahli fisika yang juga berkebangsaan Italia, melakukan percobaan yang sama dan menyatakan bahwa aliran listrik yang terjadi adalah karena kontak logam yang tidak sama.
Gambar 1. Luigi Galvani
Luigi Galvani (1737 – 1798)
Gambar 2. Alessandro Volta
Alessandro Volta (1745 – 1827)
3
Untuk lebih memahami sel volta, harus dipahami terlebih dulu reaksi redoks spontan. Salah satu contoh reaksi redoks spontan adalah reaksi logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat. Jika logam seng yang berwarna abu-abu mengkilat dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat yang berwarna biru, lambat laun pada permukaan logam seng akan menempel logam tembaga yang berwarna merah kecoklatan, sementara warna biru dari larutan akan memudar. Tembaga yang menempel pada logam seng berasal dari larutannya (ion tembaga (II) yang memberikan warna biru dalam pelarut air), sementara itu logam seng membentuk ionnya yang larut dalam air, tetapi tidak memberikan warna pada larutannya. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dengan persamaan : Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
Dari persamaan reaksi di atas, dapat dilihat bahwa logam seng mengalami oksidasi membentuk ion seng (II). Reaksi ini disertai dengan pelepasan elektron : Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e-
Ion tembaga (II) membentuk logamnya dengan menerima elektron seperti reaksi : Cu2+(aq) + 2e-
Cu(s)
Jika reaksi dilangsungkan dengan cara di atas, elektron yang dilepaskan dari reaksi oksidasi langsung digunakan untuk reaksi reduksi pada permukaan logam Zn. Salah satu jenis sel volta adalah Sel Daniell. Dalam sel Daniell, elektron dirancang untuk mengalir pada rangkaian luar sehingga dapat menghasilkan kerja. Untuk maksud tersebut maka reaksi oksidasinya harus dipisahkan dari reaksi reduksinya sehingga membentuk sel seperti tampak pada gambar di bawah ini.
Gambar 3. Struktur dari Sel Daniell 4
Setengah sel yang satu terdiri dari logam seng yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 dan setengah sel yang lainnya terdiri atas logam tembaga yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO4. Kedua larutan dipisahkan dengan membran berpori. Jika kedua elektrodenya dihubungkan dengan rangkaian luar maka akan dihasilkan arus listrik, yang dapat dibuktikan dengan bergeraknya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut. Sel yang tampak pada gambar di atas disebut sel Daniell, sesuai dengan nama orang yang mengembangkan alat tersebut. Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik , terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang bersifat dapat larut. Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa logam Zn. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari Cu 2+ dalam larutan. Cu2+(aq) + 2e-
Cu(s) (reaksi reduksi)
Pada sel tersebut, elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai katoda. Pada sel elektrokimia, baik sel volta maupun sel elektrolisis, anoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi dan katoda merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi. Ketika sel Daniell digunakan, terjadi arus elektron dari elektroda seng ke elektroda tembaga pada rangkaian luar. Arus listrik mengalir dari kutub positif ke kutub negatif pada rangkaian luar, atau elektron mengalir dari kutub negatif ke kutub positif. Oleh karena itu, logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pula, pada larutan dalam sel tersebut terjadi perpindahan sebagian ion Zn2+ dari kiri ke kanan. Hal ini terjadi karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO 42- yang ada. Sementara itu, ion SO 42- mengalir dari kanan ke kiri karena di sisi kanan kelebihan ion SO 42- dibandingkan dengan ion Cu 2+. Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah : Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
b. Jembatan Garam dan Notasi Sel
Pada sel volta, kedua sel dihubungkan dengan jembatan garam. Suatu jembatan garam biasanya berupa tabung berbentuk U yang diisi dengan agar-agar yang dijenuhkan dengan KCl atau KNO3, atau garam lainnya. Jembatan garam berfungsi untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. Karena konsentrasi larutan elektrolit pada jembatan garam lebih 5
tinggi daripada konsentrasi elektrolit di kedua bagian elektroda sehingga ion negatif dari jembatan garam masuk ke salah satu sel yang berlebihan muatan positif dan ion positif dari jembatan garam berdifusi ke bagian lain yang berlebihan muatan negatif.
Gambar 4. Jembatan garam dan elektroda
Jika kedua elektrolit pada sel dipisahkan sama sekali tanpa adanya jembatan garam, maka aliran elektron akan segera berhenti. Hal ini terjadi karena pada kedua elektroda terjadi ketidaknetralan listrik; di satu bagian kelebihan muatan positif dan di bagian lain kelebihan muatan negatif. Untuk menuliskan reaksi yang berlangsung pada sel volta dapat digunakan notasi yang menunjukkan pasangan reaksi pada anoda dan katoda. Contoh sel Zn – Cu dapat dituliskan : pembatas fase
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu anoda
katoda
jembatan garam
Pada notasi sel tersebut terlihat bahwa reaksi oksidasi berada di sebelah kiri dan di sebelah kanan adalah reaksi reduksi.
6
B. Hubungan Sel Elektrokimia Dengan Teknik Mesin Sel elektrokimia memang berkaitan dengan dunia mesin karena penggunaan ilmunya dalam berbagai hal pada saat ini. Berikut akan dijelaskan beberapa hal mengenai penggunaan sel elektrokimia dalam keteknikan mesin. a. Baterai Timbal – Asam (Aki)
Gambar 5. Baterai Timbal – Asam
Baterai jenis timbal – asam mampu menyimpan potensial 12 V yang terdiri atas 6 sel (masing-masing 2 V) yang dihubungkan secara seri. Baterai ini tergolong dalam sel sekunder dalam sel elektrokimia yang berarti baterai ini dapat diisi ulang. Pada sisi anoda
diisi dengan logam timbal berbentuk spons, sedangkan pada katoda digunakan timbal oksida berwarna kecoklatan dan elektrolit yang digunakan adalaah asam sulfat. Anoda : Pb(s) + SO42-(aq)
PbSO4(s) + 2e-
Katoda : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ + 2SO42-(aq) + 2e- 2PbSO4(s) + 2H2O(l) + 2e-
7
Saat baterai ini digunakan, elektroda akan ditempeli lapisan PbSO 4 dan H2SO4 akan habis sehingga densitas elektrolit akan menurun. Saat baterai diisi ulang, reaksi elektroda dibuat terbalik dengan menghubungkan terminal ke sumber arus yang tegangannya lebih tinggi. Aliran elektron dibuat terbalik agar diperoleh kembali Pb dan PbO 2. Reaksi yang berlangsung saat pengisian adalah sebagai berikut : 2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) Reaksi tersebut dihasilkan dengan mereduksi Pb (katoda) dan mengoksidasi PbO 2 (anoda). Baterai ini banyak digunakan untuk kendaraan be rmotor pada umumnya. b. Sel Bahan Bakar
Sel bahan bakar berbeda dengan sel volta primer maupun sekunder. Perbedaan yang utama adalah sel bahan bakar tidak menyimpan reaktan atau produk selama reaksi. Ketika reaktan masuk maka produk akan segera dikeluarkan. Proses tersebut akan menghasilkan listrik dengan laju yang konstan. Reaktan yang biasa digunakan adalah gas. Sel bahan bakar yang banyak berhasil adalah kombinasi hidrogen dengan oksigen. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) Gas hidrogen masuk ke anoda dan oksigen ke katoda. Gas tersebut berdifusi melalui katalis yang terbuat dari logam berpori atau grafit. Contoh logam yang biasa dipakai adalah platina atau nikel. Gas yang digunakan dapat bereaksi dengan elektrolit basa maupun asam. Gambar 6. Gambaran proses difusi dalam sel bahan bakar
8
Untuk elektrolit bersifat asam : Anoda : H2(g) 2H+(aq) + 2eKatoda : O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O(l) Sementara itu, untuk elektrolit bersifat basa : Anoda : H2(g) + 2OH-(aq) 2H2O(l) + 2eKatoda : O2(g) + 2H2O(aq) + 4e- 4OH-(aq) Sel ini cukup ringan dan efisien sehingga dapat digunakan untuk penerbangan ke luar angkasa. Pesawat Apollo 11 adalah salah satu pesawat ulang-alik yang memakai sel ini sebagai sumber listriknya.
9
C. Penutup Akhirnya selesailah pembuatan makalah kimia terapan ini dalam penjelasan mengenai sel elektrokimia yang berhubungan dengan teknik mesin. Jika terdapat kesalahan kata atau penulisan, kami mohon maaf.
D. Daftar Pustaka Cahyana, Ucu, Dede Sukandar, dan Rahmat. (2007). Kimia Jilid 3 untuk SMA dan MA Kelas XII. Jakarta : Piranti Darma Kalokatama.
10
