Dokumen ini membahas tentang sel elektrokimia yang meliputi pengertian sel volta dan sel elektrode, penemuan sel volta oleh Alessandro Volta, perhitungan potensial sel, contoh soal tentang potensial sel dan jenis elektrode, serta kegunaan sel volta seperti baterai, aki, dan sel elektrolisis.

1. KIMIA SEL ELEKTROKIMIA 194310012382519431001238251971675123825 Disusun Oleh : GALUH EKA TRISNA XII IPA-3 / 08 TAHUN AJARAN 2009 – 2010 SMA MUHAMMADIYAH 1 SUMENEP Pengertian : Sel volta Reaksi kimia yang berlangsung bersifat spontan dan menghasilkan arus listrik. Katode merupakan kutub positif dan anode merupakan kutub negative. Contoh : penggunaan baterai dan aki. Sel elektrode Arus listrik menyebabkan berlangsungnya suatu reaksi kimia. Katode merupakan kutub negative, sedangkan anode kutub posutif. Contoh : penyepuhan pemurnian logam dalam pertambangan, dan penyitruman aki. Sel Volta atau Sel Galvani Alessandro Volta (1745 - 1827) menemukan bahwa suatu reaksi kimia dapat menghasilkan energy listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Lugi Galvani (1737 - 1798) mengamati bahwa kodok yang dibedahnya bergetar krtika dua logam yang berbeda ditusukkan kedalamnya dan saling dihubungkan. Awalnya, Galvani menduga bahwa getaran ini ditimbulkan oleh listrik yang berasal dari tubuh binatang tersebut. Namun hipotesis ini tertolak ketika volta mengulangi eksperimen yang sama pada saat cuaca cerah ( sehingga tidak ada petir ) ternyata ia memperoleh hasil yang sama, volta menarik kesimpulan bahwa arus listrik timbuk dari kedua logam tersebut. Pada tahun 1799 ( ketika ia bekerja di Universitas Pavia ) volta berhasil merancang alat yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta. Reaksi kimia yang dapat menghasilakan energi listrik tersebut hanya terjadi pada reaksi redoks yang berlangsung spontan. Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut. 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) Penulisan reasksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambing sel berikut 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║). Jembatan garam ini berfungsi menyeimbangkan muatan pada setiap larutan. Perhitungan Potensial Sel Potensial sel reaksi sel volta dapat diterntukan dengan melihat data potensial reduksi suatu elektrode yang disebut potensial elektrode. Setiap atom memiliki potensial elektrode yang nilainya relative terhadap potensial elektrode atom hydrogen yang bernilai 0 volta. Oleh karena itu, potensial atom hydrogen disebut juga potensial elektrode standart 2H+ (1M) + 2e- → H2(g); Eo = o vol Menurut perjanjian, stiap unsure yang mengalami reaksi reduksi dengan hydrogen (mengalami oksidasi), potensial reduksi unsure tersebut diberi tanda positif . Contoh : Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s); Eo = +0,34 volt : Hg2+(aq) + 2e- → Hg(s); Eo = +0,62 volt Adapun unsure yang mengalami reaksi oksidasi dengan hydrogen (hydrogen mengalami reduksu), potensila reduksi unsur tersebut diberi tanda negative. Contoh : Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s); Eo = -0,25 volt : Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s); Eo = -0,44 volt : Cu2+(aq) + 2- → Cu(s) Eo = +0,34 volt : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Eo = +0,76 volt : Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) Esel = +1,10 volt Atau, dapat pula dihitung dengan menggunakan rumus : E sel = Eo katode – Eo Anode E sel = Eo reduksi – Eo oksidasi Cu bertindak sebagai katode Zn bertindak sebagai anode E sel = Eo reduksi – Eo oksidasi Eo sel = EoCu2+│Cu –EoZn2+│Zn = ( +0,34 V ) – ( 0,76 V ) = + 1,10 V. Sebuah sel volta mengalami reaksi redoks sebagai berikut. Fe(s) + 2Fe3+(aq) → 3Fe2+(aq) Tuliskan tiap-tiap persamaan reaksi setengah selnya. Buatlah rancangan selnya yang meliputi anode dan katode, arah gerakan lelektron dan ion, serta tentukan kutub positif dan kutub negatifnya. Jawab Secara keseluruhan terjadi reaksi oksidasi dan reduksi. Logam besi dioksidasi menjadi ion F2+, sedangkan ion Fe3+ direduksi menjadi ion Fe2+ sehingga reaksi setengah selnya sebagai berikut: Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe-2+(aq) + 2e- Katode (reduksi) F33+(aq) + e- → Fe2+(aq) …(2x) Jadi, reaksi sel : Fe(s) + 2F3+(aq) → 3F2+(aq) Logam besi digunakan sebgai anode yang dimasukkan kedalam elektrolit Fe(NO3)2 anda juga dapat menggunakan elektrolit selain Fe(NO3)2 di anode karena yang dioksidasi adalah laogam besi, bukan ion Fe2+ Adapun ion Fe3+ direduksi dikatode sehingga elektrolit yang digunakan dikatode harus mengandung ion Fe3+, misalnya Fe(NO3)3- logam yang digunakan sebagai katode harus merupakan logam yang tidak reaktif sehingga tidak bereaksi dengan ion-ion dalam larutan (logam tidak dapat di gunakan sebagai katode karena akan bereaksi dengan ion Fe3+ yang dapat menyebabkan hubungan singkat pada sel). Andapun dapat menggunkan NaNO3 atau elektrolit inert sebagai jembatan garam. Lelektron akan mengalir dari anode kekatode. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan untuk mereduksi ion Fe3+ dikatode. Karena jumlah ion Fe2+ di daerah anode semakin bertambah, anion NO3- akan bergerak kearah anode untuk menyeimbangkannya. Anion di katode bergerak ke jembatan garam. Perkiraan Berlangsungnya Reaksi Redoks Dengan memperhatikan tanda potensial sel, anda dapat mengetahui apakah suatu reaksi dapat berlangsung. (spontan) atau tidak dapat berlangsung. Jika potensial sel hasil perhitungan bertanda positif, reaksi dapat berlangsung (spontan). Adapun jika potensial sel hasil perhitungan bertanda negatif, reaksi tidak dapat berlangsung (tidak spontan). Cara Praktis Menentukan Potensial Sel dan Jenis Elektrode Dalam penentun potensial sel, cara ini terutama digunakan dalam soal yang tidak diketahui reaksi selnya. Esel =E+ - E- Keterangan : E sel = potensial Sel reaksi E + = potensial sel yang lebih positif E - = potensial sel yang lebih negatif Jenis elektrode pada sel Volta dapat ditentukan dengan cara berikut. Katode Ingat anion (ion negatif), berarti tergolong elektrode negatif dan memiliki potensial lebih besar (E-). Anode Ingat anion (ion negatif), berarti tergolong elektrode negative dan memiliki potensial lebih kecil (E-). Bagaimana jika data reaksi sel di ketahui? Untuk menghitung potensial sel dengan data reaksi sel yang di ketahui, anda dapat menggunakan rumusan berikut. E sel = Eo reduksi – Eo oksidasi Contoh Soal Diketahui : Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s); Eo =+0,76 V Ag+(aq) +e- → Ag(s); Eo =+0,80 V Tentukan potensial sel dari reaksi sel yang terdiri atas elektrode Zn dan elektrode Ag. Tentukan katode dan anodenya. Jawab Karena tanda kedua potensial berbeda (positif dan negatif), E+ dan E- langsung dapat ditentukan, yaitu Ag sebagai E+ dan Zn sebagai E-. Esel =E+ - EoAg – EoZn = (+0,80V) – (-0,76V) =+1,56V Katode = E+ =Ag Anode =E- =Zn Ada dua cara untuk menentukan kespontanan reaksi redoks. 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. Contoh soal Diketahui : EoAg2+ │Ag = +0,80V EoCu2+│Cu =+0,34V Apakah reaksi Cu2+ +2Ag → Cu + 2g+ berlangsung spontan? Jawab Perhatikan bahwa zat yang mengalami reaksi reduksi adalah Cu dan EoCu adalah E-. oleh karena itu, reaksi tidak berlangsung (tidak spontan). Unsur berdasarkan urutan potensial reduksinya dirujuk dari data potensial reduksi Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au Reaksi pendekatan logam yang berlangsung, secara umum dapat dituliskan sebagai berikut. L(s0 + M+(aq) → L+(aq) + M(s) Contoh reaksi pendesakan logam yang sifat spontan, yaitu reaksi antara logam seng (Zn) dan ion Cu2+. CuSO4(aq) + Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(aq) Contoh Soal Tentukan reaksi berikut berlangsung spontan atau tidak? Fe(s) + Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s) Jawab Reaksi berlangsung spontan karena Fe terletak disebelah kiri Ni. Kegunaan Sel Volta Aplikasi terpenting dari sel Volta atau Sel Galvani adalah baterai. Baterai Biasa atau Sel Kering Baterai biasa atau sel kering kali pertama dipatenkan oleh George Lenclanche pada 1866. Baterai terdiri atas selongsong seng yang berfungsi sebagai anode dan batang karbon inert (tidak reaktif) yang berfungsi sebagai katode. Batang karbon dikelilingi oleh pasta campuran MnO2 dan sebuk karbon. Lapisan berikutnya adalah elektrolit yang juga berbentuk pasta, terdiri atas campuran NH4C1 dan ZnC12. Secara sederhana reaksi yang berlangsung pada baterai sebagai berikut. Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Katode : 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) NH3 yang terlarut dalam pasta akan bereaksi dengan kation Zn2+ membentuk ion kompleks [Zn(NH3)4]2+. Potensial sel yang dihasilkan sebesar 1,5 volt. Saat ini, baterai biasa/sel kering muda ditemukan di pasaran Baterai Alkai Baterai alkali merupakan hasil modifikasi dari baterai biasa. Perbedaannya terletak pada jenis elektrolitnya berupa basa KOH atau NaO. Seng berfungsi sebagai anode, katodenya adalah MnO2. Reaksi yang berlangsung sebagai berikut Anode :Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e- Katode : 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → MnO3(s) + 2OH-(aq) potensial sel yang dihasilakan oleh baterai alkali 1,5 V. Contoh baterai alkali adalah baterai merkuri, yang umum digunakan pada jam tangan, alat bantu pernafasan, dan alat-alat lain yang memerlukan baterai dengan ukuran kecil potensial sel yang dihasilkan oleh baterai merkuri sebesar 1,3V. Baterai Perak Oksidasi Bentuk 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. Reaksi sel yang berlangsung pada Anode : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Katode : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e- → 2g(s) + 2OH-(aq). Ion Zn2+ akan bereaksi dengan ion OH membentuk Zn(OH)2. Potensial sel yang dihasilkan 1,5 volt. Bateri Nekel Kadmium Anode yang digunanakan adalah kadmium, katodenya adalah nikel. Reaksi yang berlangsung pada elektrode, yaitu Anode : Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e- Katode : NiO(OH)(s) + H2O(l) + e- → Ni(OH)2(s) + OH-(aq) Potensial sel yang dihasilkan oleh baterai nikel-kadmium 1,4 V. Sel Aki (Accu) Salah satu jenis sel volta yang penting. Aki terdiri atas 6 sel yang disusun seri, setiap sel memiliki potensial 2 voltsehingga total potensial yang dihasilkan sebesar 12 volt digolongkan kedalam sel sekunder. Reaksi sel yang berlangsung pada elektrode saat aki sedang digunakan sebagai berikut. Anode : Pb(s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2e- Katode : PbO2(s) + 3H+(aq) + HSO4-(aq) 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) Reaksi selnya : Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pada kendaraan bermotor, aki diisi ulang secara kontinu dengan alat yang disebut alternator. Dengan demikian, aki dapat bertahan dan digunakan secara terus menerus selama beberapa tahun. Sel Elektrolisisi Ilmuan inggris, Michael Faraday, mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata dalam larutan tersebut terjadi reaksi kimia. Rangkaian alat yang menunjukkan terjadinya reaksi kimia akibat dialirkannya arus listrik tersebut dinamakan sel elektrolisisi Elektrolisis, yaitu sel dengan elektrolit lelehan, sel dengan elektrolit larutan dan elektrode tidak reaktif, dan sel dengan elektrolit larutan elektrode reaktif. Sel dengan Elektrolit Lelehan Menguunakan elektrode yang tidal beraksi atua elektrode inert (tidak aktif), yaitu platina (Pt) dan karbon (C). sel dengan elektrolit berbentuk lelehan tidak mengandung pelarut (air), hanya mengandung kation dan anion. Contoh soal Lelehan garam KCI Jawab KCI(l) → K++C1- Katode : K++e- → K…x2 Anode : 2C1- → C12+ 2e-…x1 2KC1(l) → 2K(s) + C12(g) Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Reaktif (Elektrode Pt/C) Reaksi pada Katode Pada katode, sebagian besar kation adalah logam dan terbagi atas kation logam golongan utama dan kation logam golongan transisi. Potensial reduksi yang lebih besar (lebih positif) lebih mudah mengalami reduksi. Kation logam transisi antara lain : Zn2+, Ni2+, Pb2+, Cu2+, Ag+, dan Sn2+. Kation golongan utama (K+, Na+, Ca2+, Ba2+) memiliki nilai potensial reduksi yang lebih kecil (lebih negatif) Reaksi pada Anode Pada anode, terjadi reaksi oksidasi anion. Anion merupakan sisa asam yang dibagi menjadi dua jenis, yaitu anion yang tidak mengandung oksigen (C-, Br dan F-) dan anion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3-, dan CO32-). Anion yang tidak mengandung oksigen cendrung lebih mudah mengalami oksidasi. Anion yang mengndung oksigen, kecendrungannya untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil sehinggan yang akan dioksidasi adalah H2O Contoh soal Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt Jawab Pada larutan AgNO3, kation Ag+ termasuk logam transisi sehingga kation tersebut akan direduksi. Karena anion NO3- mengandung oksigen, senyawa yang akan dioksidasi adalah H2O. Sel dengan Elektrolit larutan dan Elektrode Reaktif Elektrode 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 Katode Ketentuan kation untuk sel ini sama dengan ketentuan untuk kation pada sel larutan dan elektrode tidak bereaksi. Untuk kation golongan transisi, yang diredukasi adalah kation tersebut, sedangkan untuk kation golongan itama yang di redukasi adalah H2O. Reaksi pada Anode Pada sel ini, anode dioksidasi langsung menjadi larutannya. Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag Jawab : pada larutan CuSO4 kation (Cu2+) akan direduksi di katode, sedangkan yang dioksidasi adalah elektrode Ag. CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42-(aq) Katode (Ag) : Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s)… x 1 Anode (Ag): Ag(s) → Ag+(aq) + e-… x 2 + CuCO4(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag + (aq) + SO42-(aq) Hukum I Faradai Michael faraday melalui hukum I menyatakan bahwa massa xar yang diendapkan atau dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa molar zar tersebut. w =e x i x tF Keterangan : w= Massa zat yang dihasilkan (g) e= Massa ekuivalen i= Kuat arus listrik (ampere) t= Wakru (skon) F= tetapan faraday, IF = 96.500 coulomb hukum I Faraday ini juga dapat ditulis ilang sebagai berikut : we = e x i F Keterangan : we = jumlah mol elektron e x i F = jumlah faraday Rumus hukum I faraday sebagai berikut wArn X i x t F atau wMrn = i x t F Kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 faraday. Temtukan volume gas oksigen yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar. Reaksi anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+ (aq) + O2(g) 1 mol O2 ekuivalen dengan 4 mol elektron, berarti nilai n = 4. Arus listrik = 2,0 faraday. W=Mrn x f (digunakan Mr karena O2 merupakan molekul) W=WMr = jumlah mol O2 = 1n x F 14 x 0,2 = 0,05mol. Volume O2 = jumlah mol x volume molar STP = 0,05 x 22,4L = 1,12L. Jadi, di anode dihasilkan gas O2 sebanyak 1,12L Arus listrik dialirkan kedalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun seri dan dihasilkan 11,8 g endapan. Jika diketahui Ar Ni = 59 g mol-1, tentukan massa logam Ag yang diendapkan pada larutan AgNO3. Pada larutan I (NiSO4): NiSO4(aq) → Ni2+(aq) SO42-(aq) nNi = 2 ArNi = 59 wNi = 11,8 g pada larutan II (AgNO3): AgNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3-(aq) nAg = 1 Ar Ag = 108 WAg =…? wAgxnAgArAgxwNixnNiArNi wAgwNixnNiArNixArAgnAg=11,8g x 259g mol-1 x 108gmol-11=43,2g Jadi, massa perak yang diendapkan = 43,2g. Kegunaan Sel Elektrolisis Pembuatan Gas Misalnya pembutan gas oksigen, dan klorin. Untuk menghasilkan oksigen hydrogen, anda dapat menggunakan larutan elektrolit dari kation golongan utama (K+, Na+) dan anion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3-) dengan elektrode Pt atau karbon. Proses Penyempuhan Logam Peoses penyepuhan logam dengan emas, perak, atau nikel. Bertujuan menutupi logam yang penampilannya kurang baik atau melindungi logam yang mudah berkarat. Contohnya, mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja umumnya dilapisi kromium agar terhindar dari korosi. 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 AuC13(aq). Logam besi (Fe) dijadikan sebagai katode, sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anode. Pemurnian Logam Penurnian logam dilakukan dalam pertambamgan. Logan transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagaai anode dan logam murminya sebagai katode. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit yang mengandung kation logam yang dmurnikan. Contohnya proses pemurnian nikel menggunakan larutan NiSO4. nikel murni digunakan sebagai katode, sedangkan nikel kotor (yang dinurnikan) digunakan saebagai anode.