ELEKTROKIMIA CHEMICAL ENGINEERING

1. BAB 8

2. BAB 8. ELEKTROKIMIA
8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI
8.2 SEL ELEKTROKIMIA
8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI BEBAS, DAN
KESETIMBANGAN
8.4 PERSAMAAN NERNST
8.5 SEL ACCU DAN BAHAN BAKAR
8.6 KOROSI DAN PENCEGAHANNYA
8.7 ELEKTROLISIS DALAM LARUTAN BERAIR

3. 8.1 REAKSI REDUKSI OKSIDASI
REAKSI REDOKS SELALU TERJADI BERSAMAAN

4. Penurunan Bilangan
Oksidasi
Kenaikan Bilangan
Oksidasi
Kehilangan Elektron
Kehilangan Hidrogen
Menerima Oksigen
Menerima Elektron
Menerima Hidrogen
Kehilangan Oksigen
O
H
e-
OKSIDASI REDUKSI

5. Contoh 8.1
Identifikasikan manakah reduktor dan oksidator pada reaksi berikut
a. MnO2(s) + H2(g)  Mn2O3(s) + H2O(l)
b. Ca(s) + Cl2(g)  CaCl2(s)
c. 2H2 + O2(g)  2H2O(l)
Penyelesaian
a. H2 sebagai reduktor karena mengalami kenaikan biloks dan MnO2
sebagai oksidator karena mengalami penurunan biloks
b. Ca sebagai reduktor dan Cl2 sebagai oksidator
c. H2 sebagai reduktor dan O2 sebagai oksidator

6. Reaksi pelarutan tembaga(II) sulfida dalam larutan asam nitrat dalam air
CuS(s) + NO3
-(aq) → Cu2+(aq) + SO4
2-(aq) + NO(g)
Tahap 1 Tulis dua setengan reaksi yang belum dibalanskan dari spesies yang dioksidasi
dan direduksi
CuS → Cu2+ + SO4
2-
NO3
- → NO
Tahap 2 Masukkan koefisien untuk menyamakan jumlah atom, kecuali oksigen dan
hidrogen
Dalam kasus ini, jumlah atom Cu, S, dan N sudah balans
Tahap 3 Balanskan oksigen dengan menambahkan H2O
CuS + 4H2O → Cu2+ + SO4
2-
NO3
- → NO + 2H2O
Membalanskan Persamaan
Oksidasi-Reduksi

7. Tahap 4 Balanskan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H3O+ ke tiap sisi yang
“kekurangan” hidrogen dan H2O ke sisi lain. Untuk larutan basa, tambahkan H2O
ke sisi yang “kekurangan” hidrogen dan OH- ke sisi lain
CuS + 12H2O → Cu2+ + SO4
2- + 8H3O+
NO3
- + 4H3O+ → NO + 6H2O
Tahap 5 Balanskan muatan dengan menambahkan e- (elektron)
CuS + 12H2O → Cu2+ + SO4
2- + 8H3O+ + 2e-
NO3
- + 4H3O+ + 3e- → NO + 6H2O
Tahap 6 Kalikan kedua setengah-reaksi dengan bilangan yang dipilih untuk membuat
jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang
diperlukan pada reduksi. Kemudian tambahkan kedua setengah-reaksi, yang
menghilangkan elektron. Jika H3O+, OH-, atau H2O muncul di kedua persamaan
akhir, hilangkan duplikatnya.
Dalam kasus ini, setengah-reaksi oksidasi dikalikan 3 dan setengah-reaksi
reduksi dikalikan 8, sehingga

8. 3 CuS + 36 H2O → 3 Cu2+ + 3 SO4
2- + 24 H3O+ + 24 e-
8 NO3
- + 32 H3O+ + 24 e- → 8 NO + 48 H2O
3 CuS + 8 NO3
- + 8 H3O+ → 3 Cu2+ + 3 SO4
2- + 8 NO + 12 H2O

9. Disproporsionasi
Terjadi apabila senyawa tunggal dioksidasi dan direduksi
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g)
Oksigen dalam H2O2 dioksidasi menjadi O2 dan sebagian direduksi
menjadi H2O
-1 -2 0

10. Sel Galvani dan Sel Elektrolisis
8.2 SEL ELEKTROKIMIA
Ampermeter
Jembatan
garam
Tutup
berpori
Katoda
(+)
Anoda
(-)
Na+
NO3
-
NO3
-
Cu2+ NO3
-
Ag+
e-
e-
Perak
Tembaga
Sel galvani tembaga-perak:
Setengah-reaksi oksidasi di gelas
piala sebelah kiri:
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Setengah reaksi reduksi sebelah
kanan:
Ag+(aq) + 2e- → Ag(s)
Secara skematis dapat ditulis:
Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag

11. Contoh 8.2
Suatu sel tembaga-perak dengan potensial terbaca 0,46
volt. Diketahui E0sel Ag+/Ag = 0,80 V dan E0sel Cu2+/Cu =
0,34 V. Tunjukkanlah bahwa sel dalam keadaan standar
Penyelesaian:
Sebagai katoda Ag dan anoda Cu sehingga
E0sel = E0 Ag+/Ag – E0 Cu2+/Cu
E0sel = 0,80 V – 0,34 V = 0,46 V
Potensial yang terbaca juga 0,46 V. Jadi sel dalam kondisi
standar

12. Selisih potensial listrik (E)
Disebut juga tegangan sel
Dapat diukur dengan alat voltmeter
Sel galvani (sel volta): - Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan
- Reaksi kimia menghasilkan energi listrik
Sel elektrolisis: - Sebuah sel dimana potensial luar yang berlawanan menyebabkan
reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara spontan
- Energi listrik menyebabkan reaksi kimia terjadi

13. Hukum Faraday
1. Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektroda
berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel
2. Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda
dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melaui sel.
Arus listrik (I) adalah jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian
per satuan waktu. Jika Q adalah besarnya muatan (coulomb), t adalah waktu
(detik), dan F adalah tetapan faraday (96,485 C mol-1), maka arus I adalah:
I =
Jumlah elektron (mol elektron) =
Q
t
It
96,485 C mol-1

14. 8.3 POTENSIAL SEL, ENERGI
BEBAS, DAN KESETIMBANGAN
Kerja listrik wlistrik = - Q E Tanda negatif muncul karena
wlistrik = - It E konvensi termodinamika
Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energi
bebas (ΔG), dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, serta
kerja listrik maksimum yang mampu dihasilkan dari reaksi
- wlistrik.maks = |ΔG| (pada T dan P konstan)
Jika sel difungsikan takreversibel (arus yang besar dimungkinkan untuk mengalir)
ΔG = Wlistrik.rev
Jika sel difungsikan reversibel
ΔG = Wlistrik = - QE = - nFE(reversibel)

15. Contoh 8.3
Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode
1,5 jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaian
dan kerja listrik yang dilakukan oleh aki
Penyelesaian
Muatan total adalah
Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C
Kerja listrik adalah
welek = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 104 J
Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh aki adalah
negatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.

16. Keadaan standar dan tegangan sel
Energi bebas standar (ΔG°), ΔG° = - n F E°
Tegangan setengah-sel
Untuk setengah-sel Zn2+|Zn dan Cu2+|Cu, setiap setengah-sel ditulis sebagai
sebuah reduksi:
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) E° = - 0,76 V
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) E° = +0,34 V
Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif (lebih besar) berlangsung
sebagai reaksi reduksi dan terjadi di katoda. Potensial reduksi yang kurang
positif (lebih kecil) berlangsung sebagai reaksi oksidasi di anoda.
Tekanan 1 atm dan suhu tertentu
Apabila larutan ideal, konsentrasi zat terlarutnya adalah 1 M
ΔE° = E°(katoda) - E°(anoda)

17. Contoh 8.4
Sebuah setengah-sel Zn2+|Zn dihuhubungkan dengan sebuah setengah-sel
Cu2+|Cu untuk membuat sel galvani, dimana [Zn2+] = [Cu2+] = 1,00 M.
Tegangan sel pada 25°C diukur sama dengan E° = 1,10 V, dan Cu diamati
melapisi selama berlangsungnya reaksi. Hitung ΔG° untuk reaksi kimia yang
berlangsung dalam sel, untuk 1,00 mol seng terlarut.
Penyelesaian
Reaksinya adalah
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Karena Cu adalah produk. Untuk reaksi yang tertulis, dimana 1 mol Zn(s) dan
1 mol Cu2+(aq) bereaksi, 2 mol elektron melewati rangkaian luar, sehingga n =
2. Oleh karena itu,
ΔG° = - n F E° = - (2,00 mol)(96,485 C/mol)(1,10 V)
= - 2,12 x 105 J = - 212 kJ

18. 8.4 PERSAMAAN NERNST
Persamaan Nernst
E = E° - ln Q
E = E° - log Q (pada 25°C)
Pengukuran tetapan kesetimbangan
log K = E° (pada 25°C)
0,0592
n
RT
n F
0,0592
n

19. Contoh 8.5
Hitung konstanta kesetimbangan dari reaksi:
Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s)
Diketahui: E0Fe2+/Fe = - 0,44 V dan E0Cu2+/Cu = 0,34 V
Penyelesaian:
Katoda Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- E0 = 0,44 V
Anoda Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = 0,34 V
Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) +Cu(s) E0sel = 0,78 V
Log K = 2(0,78)/0,0592
K = 2,24 x 1026

20. pH Meter
Voltmeter
Kawat perak
Berlapis AgCl
Membran kaca
tipis
HCl 1,0 M
Kawat
platina
Larutan KCl dan
Hg2Cl2 jenuh
Kalomel padat
(Hg2Cl2(s))
Merkuri
Tutup berpori
Larutan yang pH-nya tidak diketahui

21. Setengah reaksi:
2Ag(s) + 2Cl- (1,0 M) → 2AgCl(s) + 2e- (anoda)
H3O+(1,0 M) → H3O+(var)
Hg2Cl2(s) + 2e- → 2Hg(l) + 2Hg(l) + 2Cl-(sat) (katoda)
Keseluruhan sel: Ag|AgCl|Cl- + H3O+(1,0 M)|kaca|H3O+(var)||Cl-(sat)|Hg2Cl2(s)|Hg|Pt
Persamaan Nernst untuk sel pH meter
E = E° - log pH = E = E(ref) + (0,0592 ) pH
pH =
0,0592 V
n
ΔE – ΔE(ref)
0,0592
E – E(ref)
0,0592

22. 8.5 SEL ACCU DAN BAHAN
BAKAR
ACCU
Sel Leclanche (sel kering seng-karbon)
Elektroda positif
Katoda grafit
Selubung kertas
Anoda seng
Bubuk basah ZnCl2 dan NH2Cl
MnO2 + grafit
Elektroda negatif

23. Reaksi:
Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Katoda : 2 MnO2(s) + 2NH4
+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2NH4
+(aq) → Zn2+ + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
Dalam sel kering alkalin, NH4Cl diganti dengan KOH
Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-
Katoda : 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)

24. Sel seng-merkuri oksida Berbentuk kancing (pipih) kecil
Anoda : Campuran merkuri dan seng
Katoda : Baja yang kontak dengan HgO(s)
Elektrolit : KOH 45%
Anoda : Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-
Katoda : HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq)
Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Hg(l)

25. Aki yang dapat diisi ulang
- Aki sekunder
- Diisi ulang dengan cara memberikan potensial luar yang
berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel
Sel nikel-kadmium (baterai nicad; baterai isi ulang)
Anoda : Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-
Katoda : 2 NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e- → 2NiO(OH)(s) + 2OH-(aq)
Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)(s)

26. Aki penyimpan timbal-asam digunakan dalam
mobil
Anoda : Pb(s) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2e-
Katoda : PbO2(s) + SO4
2-(aq) + 4H3O+ + 2e- → PbSO4(s) + 6H2O(l)
Pb(s) + PbO2(s) + 2SO4
2-(aq) + 4H3O+ → 2PbSO4(s) + 6H2O(l)

27. Sel Bahan Bakar
Aki : Bila bahan kimia habis, aki harus diisi ulang atau dibuang
Sel bahan bakar : Dirancang untuk operasi kontinu, dengan reaktan yang
disuplai dan produk diambil secara kontinu
Contoh sel bahan bakar: sel bahan bakar hidrogen-oksigen, yang digunakan
pada misi ruang angkasa Amerika
Anoda (karbon berpori, berisi nikel) : H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) + 2e-
Katoda (karbon berpori berisi nikel : ½O2(g) + H2O(l) + 2e- → 2OH-
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

28. Film H2O
Anoda
O2
Katoda
H3O+
e- e-
Fe2+
Lapisan
cat
Reaksi anoda
Fe → Fe2+ + 2e-
Reaksi katoda
½O2 + 2H3O+ + 2e- → 3H2O
Besi
Reaksi kedua: (6+x)H2O(l) + 2Fe2+(ag) + ½O2(g) → Fe2O3.xH2O(s) + 4H3O+(aq)
Reaksi total: 2Fe(s) + 3/2O2(g) + x H2O(l) → Fe2O3. x H2O(l)
8.6 KOROSI DAN
PENCEGAHANNYA
Korosi

29. Korosi
Beberapa daerah logam berperan sebagai anoda dan daerah lain sebagai
katoda
Anoda : Besi berubah menjadi ion ferro (Fe2+)
Permukaan logam menjadi berlubang (kehilangan logam karena
oksidasi besi dan aliran ion logam ke katoda)
Katoda : Ion ferro yang terbentuk secara simultan pada anoda kemudian
bermigrasi ke katoda, dan selanjutnya dioksidasi oleh O2
membentuk karat (Fe2O3. xH2O)
Pencegahan korosi
- Pelapisan logam dengan cat atau plastik
- Pasivasi (pembentukkan lapisan tipis logam oksida di permukaan
logam)

30. 8.7 ELEKTROLISIS DALAM
LARUTAN BERAIR
Elektrolisis air antara elektroda lembam seperti platina
2H3O+(aq) + 2e- → H2(g) + 2H2O(l) (katoda)
3H2O(l) → ½O2(g) + 2H3O+(aq) + 2e- (anoda)
H2O(l) → H2(g) + ½O2(g)
Berdasarkan definisinya, potensial E° untuk reaksi katoda adalah 0 V, tetapi
karena konsentrasi H3O+(aq) dalam air murni bukan 1 M tetapi 1 x 10-7 M,
maka E berbeda dengan E° dan sama dengan
E katoda = E° katoda - log10 Qhc = 0,00 - log
E katoda = 0,00 - log = - 0,414 V
0,0592 V
n
0,0592 V
2
P H2
[H3O+]2
0,0592 V
2
1
[10-7]2

31. Setengah-reaksi anoda ditulis sebagai reaksi reduksi:
½O2(g) + 2H3O+(aq) + 2e- → 3H2O(l)
Tabel potensial reduksi standar (Lampiran E) memberikan ξ° = 1,229 V. Pada
kasus ini, konsentrasi H3O+(aq) cenderung = 1 x 10-7 M dan bukan 1 M, sehingga
Jika P O2 = 1 atm. Tegangan sel total adalah
E = E katoda – E anoda = - 0,414 – 0,815 = -1,229 V Potensial penguraian air
Tanda negatif berarti proses tidak berlangsung spontan; dan hanya dapat
berlangsung dengan memberikan tegangan luar yang cukup untuk mengatasi
tegangan intrinstik sel
E anoda = E° - log
= 1,299 - log = 0,815 V
0,0592 V
2
1
(P O2)½[H3O+]2
0,0592 V
2
1
[10-7]2

32. Elektrolisis larutan NaCl 0,10 M
Katoda : Na+(0,1 M) + e- → Na(s)……………………......……(1)
atau 2H3O+(10-7 M) + 2e- → H2(g) + 2H2O(l)…….(2)
Anoda : Cl-(0,1 M) → ½Cl2(g) + e-……………………………….(3)
atau 3H2O(l) → ½O2(g) + 2H3O+(10-7 M) + 2e-……..(4)
Tidak setiap pasangan proses reaksi dapat berlangsung
Untuk katoda, potensial reduksi setengah-reaksi pertama;
E (Na+|Na) = E° (Na+|Na) - log = - 2,71 – 0,06 = - 2,77 V
Karena nilai -2,77 lebih kecil dari E(H3O+(10-7)|H2) = -4,414 reduksi Na+
(reaksi katoda 1) tidak mungkin terjadi. Yang terjadi adalah reaksi
katoda 2.
0,0592 V
1
1
[Na+]

33. Untuk anoda:
E (Cl2|Cl-) = E° (Cl2|Cl-) - log = 0,535 + 0,059 = 0,594 V
Karena nilai 0,594 lebih besar dari E(O2, H3O+(10-7)|H2O) = 0,815
oksidasi Cl- reaksi anoda 3) tidak terjadi. Yang terjadi adalah reaksi
anoda 4.
Kesimpulan
Untuk elektrolisis larutan netral dalam air:
1. Suatu spesies dapat direduksi hanya jika potensial reduksinya lebih besar
dari – 0,414 V
2. Sebuah senyawa dapat dioksidasi hanya jika potensial reduksinya lebih
kecil dari 0,815 V
0,0592 V
1
[Cl-]
P Cl2
½

34. LATIHAN SOAL-SOAL
1. Setarakan reaksi berikut, yang menunjukkan sebuah reaksi yang
berlangsung dalam larutan basa dalam air:
a. Ag(s) + HS-(aq) +CrO4
2- → Ag2S(s) + Cr(OH)3(s)
b. MnO4
-(aq) + Br-(aq) → MnO2(s) + BrO3
-(aq)
c. Cl2(g) → ClO3
-(aq) + Cl-(aq)
2. Setarakan reaksi berikut yang berlangsung dalam suasana basa
H2C2O4(aq) + 6H3O+(aq) + MnO4
-(aq) → CO2(g) + Mn2+(aq) + 14H2O

35. 3. Bila potensial standar sel Cd(s)/Cd2+(aq)//Co2+(aq)/Co(s) pada 250C
sebesar 0,126 V. Berapakah ΔG0 bagi reaksi
Cd(s) + Co2+(aq)  Cd2+(aq) + Co(s)
4. Diberikan data potensial setengah sel standar untuk reaksi
2HIO3(aq) + 10H+ + 10e-  I2(s) + 6H20 E0 = 1,20 V
ClO3
- + 6H+ + 6e-  Cl- + 3H2O E0 = 1,45 V
a. Tentukan potensial standar bagi reaksi berikut
3I2(s) + 5ClO3
- + 3H2O(l)  6HIO3(aq) + 5Cl-
b. Apakah reaksi berlangsung secara spontan?

36. 5. Bagi reaksi setengah berikut diketahui nilai E0 = -0,29 V pada 25oC
CuO(s) + H2O(l) + 2e- Cu(s) + 2OH-
a. Berapa E pada air murni atau OH- = 10-7M
b. Berapa konsentrasi OH- apabila E = 0,00 V