Dokumen ini membahas konsep sel elektrokimia yang diperkenalkan oleh Alessandro Volta, termasuk cara kerja sel volta dan elektrolisis. Penjelasan meliputi reaksi redoks, penghitungan potensial sel, serta aplikasi praktis dari sel volta dan elektrolisis di bidang elektronika dan pembuatan gas. Selain itu, dokumen ini menjelaskan hukum Faraday yang terkait dengan proses elektrolisis dan pemurnian logam.

1. KIMIA SEL ELEKTROKIMIA 192405045720Disusun Oleh : NURUL ISTIQOMAH XII IPA-3 / 27TAHUN AJARAN 2009 – 2010SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP Alessandro Volta (1745-1827) lahir di Como, Lombardy (Italy). Volta pensiun pada 1819 dan meninggal pada 5 Maret 1827 di kota kelahirannya. Sel Volta atau Sel Galvani Pada 1799 (ketika ia bekerja di Universitas Pavia), Volta berhasil merancang alat yang dapat merubah energi kimia menjadi energi listrik. Rangkaian alat yang menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia ini selanjutnya disebut Sel Volta, Proses Sel Volta Dalam suatu sel Volta selalu terdapat dua elektrode, yaitu katode (kutub positif) dan anode(kutub negatif). Katode Merupakan kutub positif Terjadi reaksi reduksi Tempat diterimanya elektron Tempat tujuan kation Anode Merupakan kutub negatif Terjadi reaksi oksidasi Tempat dilepaskannya elektron Tempat tujuan anion Contoh : Reaksi redoks pada sel volta Reaksi oksidasi ( anode ) : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Reaksi reduksi ( katode ) : Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) Reaksi Sel : Zn (s) + Cu2+(aq) Zn2+ (aq) + Cu (s) Zn (s)│Zn2+ (aq)║Cu2+ (aq) Cu│(s) Reaksi oksidasi di ruas kiri (anode) dan reaksi reduksi di ruas kanan (katode), keduanya dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║). Jrmbatan garam ini berfungsi menyeimbangkan muatan pada setiap larutan. Perhitungan Potensial Sel Setiap atom memiliki potensial elektrode yang nilainya relatif terhadap potensial elektrode atom hidrogen yang bernilai 0 volta. Contoh : 2H+ ( 1M ) + 2e- → H2 (g); R\Eo = 0 volt Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami oksidasi), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif. Unsur yang mengalami reaksi oksidasi dengan hidrogen (hidrogen mengalami reduksi), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda nigatif. E sel = Eo katode – Eo AnodeE sel = Eo reduksi – Eo oksidasiEoreduksi = potensial mengalami reduksi Eo oksidasi = potensial reduksi zat yang mengalami oksidasi Contoh : E sel = Eo reduksi – Eo oksidasi : Eo sel = EoCu2+│Cu –EoZn2+│Zn= ( +0,34 V ) – ( 0,76 V ) = + 1,10 V. Jika potensial sel hasil perhitungan bertanda poaitif, reaksi dapat berlangsung (spontan). Adapun jika potensial sel hasil perhitungan negatif, reaksi tidak dapat berlangsung (tidak spontan). Cara Praktis Menentukan Potensial Sel dan Jenis Elektrode Cara untuk reaksi selnya yang tidak diketahui E sel = E + E- Keterangan : E sel = potensial Sel reaksi E + = potensial sel yang lebih positif E - = potensial sel yang lebih negatif Jenis elrktrode pada sel Volta dapat ditentukan dengan cara berikut. Katode Ingat Kation (ion positif), berarti tergolong elektrode positif dan memiliki potensial lebih besar (E + ). Anode Ingat anion ( ion negatif ), berarti tergolong elektrode negatif dan memiliki potensial lebih kecil (E - )Cara untuk reaksi selnya yang diketahui Esel = Eoreduksi - Eooksidasi Cara Praktis Menentukan Kespontanan Reaksi Redoks Ada dua cara : Pertama, Carilah apakah yang melakukan reaksi reduksi merupakan E + . jika ya, berarti reaksi tersebut spontan. Kedua, Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi logam pada deret Volta Deret Volta merupakan urutan unsur-unsur yang disusun berdasarkan data potensial reduksi. Reaksi pendesakan logam L (s) + M+(aq) L+(aq) + M (s) L sebagai logam bebas (dilambangkan (s)) M (dalam deret Volta) sebagai ion dalam larutan (dilambangkan (aq)) Reaksi disebut pendesakan karena logam bebas di sebelah kiri mampu mendesak atau mereduksi logam di sebelah kanannya. Kegunaan Sel Volta Digunakan pada alat elektronika, seperti radio, kalkulator, televisi, lampu senter, kendaraan bermotor, dan telepon genggam. Baterai biasa atau sel kering kali pertama dipatenkan oleh George Leclanche pada 1866. Baterai terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode dan batang karbon inert (tidak reaktif) yang berfungsi sebagai katode. Potensial sel yang dihasilkan sebesar 1,5 volt Baterai alkali merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada jenis elektrolitnya. Seng berfungsi sebagai anode, sedangkan katodenya adalah MnO2.MACAM SEL VOLTA Sel kering atau Sel Leclance= Katoda: Karbon = Anode : Zn = Elektrolit : Campuran berupa pasta MnO2 + NH4CI + sedikit AirContoh baterai alkali adalah baterai merkuri. Potensial sel yang dihasilkan oleh baterai merkuri sebesar 1,3V. Baterai Perak OksidaBentuk baterai perak oksida sangat kecil, biasanya digunakan untuk arloji, kalkulator, atau alat-alat elektronika. Baterai ini menggunakan katode perak oksida dan anode seng, serta lelktrolit KOH yang berbentuk pasta. Baterai Nikel-Kadmium Anode yang digunakan adalah kadmium, sedangkan katodenya adalah nikel Sel Aki (Accu) Aki merupakan salah satu jenis sel Voltayang penting. Aki digunakan sebagai sumber energi listrik untuk menghidupkan mesin kendaraan bermotor. Sel Aki = Katode : PbO2 = Anode : Pb = Elektrolit : Laurutan H2SO4= Sel sekunder Sel Elektrolisis Ilmuan Inggris, Michael Faraday, mengalirkan arus listrik kedalam larutan elektrolit dan ternyata dalam larutan tersebut terjadi reaksi kimia. Rangkaian alat yang menunjukkan terjadinya reaksi kimia akibat dialirkannya arus listrik tersebut dinamakan sel elektrolisis. pada sel elektrolisis, katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub positif. Pada Sel Elektrolisis, penentuan kutub positif dan negatif ini didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar.Terdapat tiga kelompok Sel Elektrolisis Sel dengan Elektrolit Lelehan Umumnya sel dengan Elektrolit lelehan menggunakan elektrode yang tidak breaksi atau elektrode inert (tidak aktif), yaitu platina (Pt) dan Karbon (C). Sel dengan elektrolit berbentuk lelehan tidak mengandung pelarut (air), hanya mengandung kation dan anion Anodisasi adalah proses terbentuknya suatu lapisan oksida logam. Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Reaktif (Elektrode Pt/C)Reaksi pada Katode Pada Katode, terjadi Reaksi reduksi sehingga berlaku ketentuan untuk kation adalah logam dan terbagi atas kation logam golongan utama dan kation logam golongan transisi. Reaksi pada Anode Pada anode, terjadi reaksi oksidasi anion. Anion merupakan sisa asam yang dibagi menjadi dua jenis, yaitu anion yang tidak mengandung oksigen (C1-, Br-, dan F-) dan anion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3-, dan CO32-). Anion yang tidak mengandung oksigen cendrung lebih mudah mengalami oksidasi sibandingkan air sehingga anion ini akan sioksidasi lebih dahulu. Adapun anion yang mengandung oksigen, kecendrungannya untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil sehingga yang akan dioksidasi adalah H2O.Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode ReaktifElektrode yang bereaksi (elektrode reaktif) adalah elektrode yang turut bereaksi dan hanya terjadi pada anode (reaksi oksidasi). Contoh elektrode jenis ini, yaitu Cu, Ni, Zn, Ag, Fe, dan Pb (elektrode selain Pt dan C).Reaksi pada KatodeKetentuan kation untuk sel ini sama dengan ketentuan untuk kation pada sel larutan dan elektrode tidak bereaksi.untuk kation golongan transisi, yang direduksi adalah kation tersebut, sedangkan untuk kation golongan utama yang direduksi adalah H2OReaksi pada AnodePada sel ini, anode dioksidasi langsung menjadi larutannya. Anion tidak perlu diperhatikan, baik yang tidak mengandung oksigen maupun yang mengandung oksigen. Hukum I Faraday Michael Faraday melalui Hukum I Faraday. Hukum ini menyatakan bahwa masa zat yang diendapkan atau dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan masa molar zat tersebut.w=e x i x tFKeterangan : w = massa zat yang dihasilkan (g)e = massa ekuivalen i = kuat arus listrik (ampere)t = waktu (sekon)F = tetapan Faraday, 1F= 96.500 coulomb Hukum I faraday ini juga dapat ditulis ulang sebagai berikut. we=i x tFKeterangan : we = jumlah mol elektron = Perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat i x tF = jumlah faraday Jadi, jumlah faraday = jumlah mol elektron = nilai perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat pada Hukum I Faraday, biasanya nilai nilai Ar diketahui sehingga nilai e diubah menjadi e=Arn dengan Ar = massa atom relatif dan n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut e=Arn x i x tF atau w=Mrn x i x tF contoh Soal ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama 96.5 detik. Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut. Jawab. Reaksi elektrolisis : AngNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3-(aq) Reaksi pada katode : Ag+(aq) + e- → Ag (s) Reaksi pada anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+(aq) + O2(8) Pada anode dihasilakan. Ion H+, nilai pH larutan ditentukan berdasarkan jumlah ion H+ ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga wAr jumlah mol = 1n x i x tF =11 x10A x 965s96.500C = 0,1 mol [H+] = jumlahmolVolume =0,1 molx 965s0,5L = 0,2M = 2 x 10-1MpH = - log [H+] = - log 2 x 10-1= 1 – log 2jadi, pH larutan setelah elektrolisisi = 1-log 2. Hukum Faraday IIe=i x tF x w x nAr =konstan jadi rumus Hukum II Faraday sebagai berikut : e=w1x n1Ar1 = w2x n2Ar2contoh Soal ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus listrik sehingga larutan NaCI memiliki pH 13. Jika diketahui Ar Ag = 108 g mol-1 dan volume setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan. Jawab pH = 13, berarti pOH = 1 atau [OH-] = 0,1 M. Jumlah mol OH = V x M = 1 x 0,1 mol. wAg x nAgAr g = woH-x noH-Mr OH-nOH- = 1 dan jumlah mol adalah WOH- Mr OH-WAg = jumlah mol OH- x n OH- x Ar Ag nAg = 0,1 mol x 1 x 108gmol-1 1 = 10,8 gram. Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.Kegunaan Sel ElektrolisisiSel elektrolisis digunakan dalam pembuatan gas, misalnya pembuatan gas oksigen, hidrogen, dan klorin. Untuk menghasilkan oksigen dan hidrogen, anda dapat menggunakan larutan elektrolit dari kation golongan utama (K+, Na+) dan anion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3-) dengan elektrode Pt atau karbon. Proses Penyepuhan Logam Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel dengan elektrolit larutan dan elektrode reaktif. Contohnya, jika logam atau cincin dari besi akan dilapisi emas, digunakan larutan elektrolit AuCI3(aq). Logam besi (Fe) dijadikan sebagai katode, sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anode. Pemurnian Logam Logam transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagai anode dan logam murninya sebagai katode. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit yang mengandung kation logam yang dimurnikan contohnya, proses pemurnian nikel menggunakan larutan NiSO4. Nikel murni digunakan sebagai katode, sedangkan nikel kotor (logam yang dimurnikan) digunakan seabgai anode.