ELEKTROKIMIA SMA MAARIF NU PANDAAN RINSTISAN SEKOLAH KATEGORI

ELEKTROKIMIA SMA MAARIF NU PANDAAN RINSTISAN SEKOLAH KATEGORI MANDIRI 2008

ELEKTROKIMIA Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar Indikator Sel Elektrokimia Hukum Faraday Korosi

Standar Kompetensi – Kompetensi Dasar STANDAR KOMPETENSI : 2. Memahami reaksi reduksi dan oksidasi dan sel elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari. KOMPETENSI DASAR: 2. 2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam industri

Indikator INDIKATOR: • Menggambarkan susunan sel Volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi tiap bagiannya • Menuliskan lambang sel dari reaksi – reaksi yang terjadi pada sel Volta • Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar dan membandingkan hasil pengukuran dengan hasil perhitungan • Menyimpulkan ciri reaksi redoks yang berlangsung spontan berdasarkan hasil pengamatan • Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta • Menjelaskan prinsip sel – sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan • Menuliskan reaksi yang terjadi pada katode dan anode dari elektroda suatu larutan atau cairan • Merancang dan melakukan percobaan tentang sel elektrolisis • Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian suatu logam

Sel Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik. Sel Elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu anode dan katode serta larutan elektrolit. Berdasarkan prinsip kerjanya, sel elektrokimia dibedakan menjadi dua yaitu sel Volta ( sel Galvani ) dan sel elektrolisis Dibawah ini disajikan data perbedaan utama antara sel volta dan sel elektrolisis Perbedaan Sel Volta Sel Elektrolisis Perubahan Energi kimia berubah menjadi energi listrik Katode : elektrode positif Anode : elektrode negatif Katode : terjadi reduksi Anode : terjadi oksidasi Energi listrik berubah menjadi energi kimia Katode : elektrode negatif Anode : elektrode positif Katode : terjadi reduksi Anode : terjadi oksidasi Elektrode Proses

1 Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Penemu sel ini seorang ahli kimia berkebangsaan Italia adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745 – 1827 ) dan Lugini Galvani ( 1737 – 1798 ) Reaksi yg terjadi : Katode : Reduksi : Cu 2+(aq) + 2 e Cu(s) Anode : oksidasi : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2 e Reaksi diatas dpt ditulis sebagai berikut : Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s)

a. Diagram Sel Sebelum diagram ( bagan ) sel suatu reaksi ditulis, harus ditentukan dahulu logam yang bertindak sebagai katode dan anode Perhatikan reaksi dibawah ini : Oksidasi pada anode Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s) Reduksi pada katode Penulisan diagram selnya adalah sebagai berikut : Zn(s), Zn 2+(aq) Cu 2+(aq) + Cu(s), Eo = 1, 1 volt

Latihan Soal 1. Bagaimana cara menuliskan diagram sel untuk reaksi Fe (s) + Cu 2+(aq) Fe 2+(aq) + Cu(s), yang berlangsung pada keadaan standar dan konsentrasi masing – masing larutan 0, 2 M. 2. Diketahui diagram sel seperti dibawah ini Co(s) Co 2+(aq) Ni(s) a. Tuliskan persamaan reaksi selnya b. Tentukan logam yang bertindak sebagai katode dan sebagai anode

b. Potensial Elektode Standar Potensial elektrode adalah perbedaan potensial diantara kedua sel tersebut. Oleh karena harga potensial elektrode tidak dapat diukur, maka harus digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar. Elektrode pembanding yang biasanya digunakan adalah elektrode hidrogen karena dianggap memiliki harga potensial elektrode sama dengan nol. Example : Suatu sel Volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan Cu. SO 4 dan elektrode hidrogen standar. Voltmeter menunjuk angka 0, 34 volt. Berapakah harga potensial elektrode Cu ? Jawab : Katode : Cu 2+(aq) + 2 e Cu(s) Anode : H 2(g) 2 H+(aq) + 2 e Eosel 0, 34 = Eodi katode – Eodi anode = Eo. Cu 2+ l Cu – Eo. H 2 l H+ = Eo. Cu 2+ l Cu – Eo 0 = Eo. Cu 2+ l Cu

c. Potensial Sel Cara menghitung potensial sel dapat dilihat pada persamaan dibawah ini : Eosel = Eoyang mengalami reduksi – Eo yang mengalami oksidasi Ket. : reaksi berlangsung apabila Eo sel mempunyai harga positif

Selain itu kita bisa juga menggunakan deret tegangan logam yang lebih dikenal dengan “deret Volta logam”. Dimana fungsi dari deret logam volta adalah untuk mengetahui apakah reaksi tersebut bisa berlangsung spontan atau tidak, jadi unsur yang berada di kiri mampu mereduksi unsur yang berada disebelah kanannya. Adapun deret volta seperti dibawah ini : Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Zn – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pt - Au Example : 1. Apakah reaksi : Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu dapat berlangsung Jawab : Oksidasi Zn + Cu 2+ Zn 2+ + reduksi Cu

Cara I : Reaksi kita bagi atas 2 buah setengah reaksi, yaitu : Oksidasi : Zn 2+ + 2 e ; Eo = +0, 76 volt Reduksi : Cu 2+ + 2 e Cu ; Eo = +0, 34 volt Jumlah : Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu ; Eosel = +1, 1 volt Harga Eo positif, berarti reaksi dapat berlangsung Cara II : Dengan menggunakan rumus : Eosel = Eoreduksi – Eooksidasi Eosel = Eo. Cu – Eo. Zn Eosel = +0, 34 – ( – 0, 76 ) Eosel = +1, 1 volt Harga Eo positif berarti reaksi dapat berlangsung

Latihan Soal Dengan melihat daftar harga potensial elektrode standar, tentukan potensial sel dari : a. Mg/Mg 2+ // Zn 2+/Zn b. Ni/Ni 2+ // Cu 2+/Cu c. Cr/Cr 2+ // Ni 2+/Ni d. Mg/Mg 2+ // Ni 2+/Ni e. Zn/Zn 2+ // Cu 2+/Cu

d. Macam – macam Sel Volta Sel Volt dibagi menjadi 2, yaitu : 1. Sel Volta Primer : sel yang tidak bisa diisi kembali a. Sel kering seng karbon atau baterai b. Baterai alkaline c. Baterai merkuri d. Baterai perak oksida 2. Sel Volta Sekunder : sel yang bisa diisi kembali a. Aki timbal b. Sel nikel - kadmium c. Sel bahan bakar

2 Sel Elektrolisis Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Biasanya senyawa yang dielektrolisis berupa senyawa yang bersifat elektrolit. Sel elektrolisis banyak digunakan dalam pelapisan logam Reaksi yang terjadi pada elektrode – elektrode Sel Elektrolisis Katode : Elektrode Positif (Terjadi reaksi reduksi) Anoda : Elektrode Negatif (Terjadi reaksi oksidasi) 1. Asam : 2 H+ + 2 e H 2 2. Larutan ion golongan IA, IIA, Al 3+, dan Mn 2+. Ion – ion tersebut tidak dapat direduksi, yang direduksi pelarut airnya. 2 H 2 O + 2 e H 2 + 2 OH 3. Lelehan (tanpa air) dari ion golongan IA, IIA, Al 3+, dan Mn 2+. Ion – ion tersebut akan tereduksi, misalnya : Na+ + e Na Cu 2+ + 2 e Cu Cd 2+ + 2 e Cd 1. Basa : 4 OH- 2 H 2 O + 4 e 2. Larutan sisa asam oksi, yaitu sisa asam yang mengandung oksigen seperti SO 42 -, NO 3 -, dan PO 43 -. Sisa asam oksi tersebut tidak dapat dioksidasi. Sebagai penggantinya yang akan dioksidsi adalah pelarut airnya. 2 H 2 O O 2 + 4 H+ + 4 e 3. Ion halogen akan teroksidasi menjadi unsurnya 2 X- X 2 + 2 e misalnya : 2 F- F 2 + 2 e 2 Cl- Cl 2 + 2 e 2 Br- Br 2 + 2 e

Kegunaan sel elektrolisis, diantaranya : 1. Penyepuhan atau pelapisan Logam ( Elektroplating ) 2. Pemurnian logam 3. Pembuatan unsur dan senyawanya. Misalnya pembuatan F 2 dengan elektrolisis HF dalam KF cair dan Mg dari elekrolisis leburan Mg. Cl 2 4. Pembuatan senyawa – senyawa. Misalnya pembuatan Na. OH dari elektrolisis larutan Na. Cl dan KCl. O 3 dari elektrolisis larutan KCl.

Latihan Soal Tentukan reaksi yang terjadi pada katode maupun anode apabila larutan dibawah ini dielektrolisis 1. Larutan Natrium Sulfat 2. Larutan Asam Nitrat 3. Larutan Kadmium Sulfat

Hukum Faraday Dalam sel elektrolisis juga dapat ditentukan banyaknya logam yang akan direduksi di katode. Penghitungan tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan hukum Faraday mengatakan “bahwa jumlah perubahan kimia yang dihasilkan dalam suatu proses elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan”. Sehingga perumusan tersebut dapat ditulis sebagai berikut : W F atau W = e. F Keterangan : 1 F ( Faraday ) = 1 mol elektron = 96. 500 coulomb ( C ) 1 coulomb = 1 Ampere ( A ) x 1 detik ( det ) Jika dalam elektrolisis digunakan arus sebesar i ampere dan waktu selama t detik, maka berat zat yang dihasilkan menurut hukum Faraday I adalah

Hukum Faraday II

Example : Larutan Ag. SO 4 pekat dielektrolisis menggunakan elektrode Pt dengan kuat arus 15 ampere selama 25 menit. Tentukan berat perak yang mengendap, apabila diketahui Ar Ag = 108 Jawab i = 15 A t = 25 menit = 25 X 60 detik = 1. 500 detik

Latihan Soal 1. Pada suatu sel elektrolisis terdapat 200 m. L larutan Cu. SO 4 1 M. Berapakah waktu yang dibutuhkan untuk mengendapkan semua tembaga dengan kuat arus 40 A. 2. Pada elektrolisis larutan asam sulfat encer terjadi 2, 24 L gas hidrogen ( STP ). Jika jumlah muatan yang sama dialirkan ke dalam larutan perak nitrat. Hitung berapa gram perak yang mengendap di katode. ( Ar Ag = 108 ) 3. Ke dalam empat sel elektrolisis yang berturut – turut berisi ion perak, ion seng, ion besi (II) dan ion tembaga (II) secara seri dialirkan listrik sebesar 0, 4 Faraday. Jika di katode hanya terjadi dari ion – ion tersebut. Hitunglah massa perak, seng, besi dan tembaga yang mengendap. 4. Apabila kuat arus yang dialirkan sebesar 2 A. berapa menit waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 0, 20 gram krom dalam elektrolisis krom (II) klorida ?

Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan – lahan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia. Reaksi yang terjadi pada proses korosi : 2 Fe + O 2 2 Fe. O + ½O 2 Fe 2 O 3 atau 4 Fe. O + O 2 2 Fe 2 O 3 Korosi ini terjadi karena senyawa feri oksida sangat mudah membentuk kompleks dengan air sehingga terbentuk Fe 2 O 3. H 2 O, dan senyawa tersebut dikenal dengan istilah karat besi. Beberapa faktor yang menyebabkan korosi, yaitu : 1. Air 2. Udara 3. Gas CO 2 4. Gas SO 2

Pencegahan Korosi : 1. Perlindungan Mekanis Perlindungan mekanis dilakukan supaya permukaan logam tidak berhubungan dengan oksigen dan air di udara. Misalnya dicat, diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain a. Besi yang dilapisi Seng Besi ( Eo = -0, 44 V ) lebih baik dilapisi dengan seng ( Eo = -0, 76 V ) daripada dilapisi dengan timah ( Eo = -0, 14 V ). Karena apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO 2 di udara dan partikel – partikel lain akan terjadi sel volta mini. Dimana Zn menjadi anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi lebih dahulu karena Eo-nya lebih kecil dari pada Fe sehingga korosi elektrolitik tidak terjadi. Reaksinya adalah sebagai berikut : Anode ( - ) : Zn 2+ + 2 e Katode ( + ) : 2 H 2 O + 2 e H 2 + 2 OH-

2. Perlindungan Elektrokimia Perlindungan elektrokimia bertujuan mencegah terjadinya korosi elektrolitik ( reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam ). Perlindungan elektrokimia ini disebut juga perlindungan katode ( proteksi katodik ) atau pengorbanan anode ( anodaising ) Contoh – contoh proteksi katodik a. Pipa – pipa air agar tidak berkarat, maka pada jarak tertentu dihubungkan dengan logam Mg ( berupa lempeng ) b. Menara – menara raksasa dilindungi dengan mengubungkan kaki menara dengan lempeng magnesium c. Baling – baling kapal laut

Latihan Soal 1. Tuliskan reaksi yang terjadi pada proses korosi 2. Mengapa barang – barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi ? Jelaskan 3. Bagaimana cara melindungi logam dari korosi ? Sebutkan contohnya.

Web Kimia = http: //teacher/swd Web Kelas XII IPA 1 = http: //teacher/cl@sic E-mail : mohammad_suwandi@yahoo. co. id