ardra.biz

Pengertian Elektrokimia. Elektrokimia mempelajari reaksi- reaksi yang disertai dengan perpindahan elektron atau reaksi redoks.

Energi Kimia Menjadi Energi Listrik

Pada proses elektrokimia, energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya.

Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi sebaliknya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia.

Sel Elektokimia

Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu katode dan anode, serta larutan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada katode terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.

Jenis Sel Elektrokimia

Ada dua macam sel elektrokimia, yaitu sebagai berikut.

1. Sel Volta (Sel Galvani)

Penemu sel ini adalah ahli kimia Italia yang bernama Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Pada sel volta atau galvani, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Reaksi dalam sel volta yatu reaksi reduksi dan oksidasinya akan  menghasilkan arus listrik. Pada sel volta reaksi redoks terjadi secara spontan.

Contoh Sel Volta Sehari Hari

Contoh Sel Volta pada kehidupan sekarang adalah batu baterai dan aki. Batu baterai dan aki merupakan rangkaian tertutup dan di dalamnya dapat terjadi reaksi redoks yang spontan sehingga terjadi perpindahan atau aliran elektron (arus listrik).

Cara Kerja Sel Volta/ Galvani Sistem Zn-Cu

Diagram rangkaian lengkap dari sebuah sel Volta atau Sel Galvani ditunjukkan pada gambar berikut:

Pada sel Volta digunakan dua elektoda yaitu anoda dan katoda.

Anoda Sel Volta

Anode adalah Elektroda negative terbuat dari batang zink (atau seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO₄.

Katoda Sel Volta

Sedangkan katoda adalah elektrode positif yang terbuat dari batang cuprum (atau tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO₄.

Jembatan Garam Sel Volta

Kedua larutan dihubungkan dengan menggunakan jembatan garam atau dapat juga dipisahkan oleh dinding berpori.

Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub- kutub pada rangkaian sel elektrokimia disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode.

Oksidasi berarti pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode merupakan kutub positif. Dalam sel  volta tersebut, anodenya adalah logam seng dan katodenya adalah logam tembaga.

Fungsi Jembatan Garam.

Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar agar yang mengandung garam kalium atau natrium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada.

Tahap Proses Kerja Sel Volta atau Sel Galvani

a). Elektrode seng (anode) teroksidasi berubah menjadi Zn²⁺, kemudian ion Zn²⁺ ini masuk ke larutan ZnSO₄. Reaksi oksidasinya adalah sebagai berikut:

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

b). Elektron yang dibebaskan di anode akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke elektrode Cu.

c). Pada elektrode Cu (katoda) elektron- elektron dari elektroda seng akan mereduksi ion Cu²⁺ dari larutan menjadi Cu yang kemudian Cu ini mengendap atau menempel pada batang Cu. Reaksi reduksinya adalah sebagai berikut:

Cu²⁺⁽aq) + 2 e^– → Cu(s)

d). Zn teroksidasi dan Cu2⁺ tereduksi, pada anode ion Zn²⁺ lebih banyak dari ion SO₄^2–, sedangkan pada katode ion SO₄² lebih banyak dari ion Cu²⁺. Oleh sebab itu, ion SO₄^2–  berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam.

e). Pada akhir reaksi sel, berat elektrode Zn akan berkurang, sedangkan berat elektrode Cu akan bertambah. Larutan CuSO₄ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO₄ semakin pekat.

Reaksi pada Sel Volta

Reaksi reduksi oksidasi secara keseluruhan pada sel Volta adalah sebagai berikut:

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Rekasi Pada Anode

Reaksi yang terjadi pada anode adalah reaksi oksidasi seperti berikut

Zn(s) → Zn²⁺⁽aq) + 2 e^–

Reaksi Pada Katode

Reaksi yang terjadi pada katode adalah reaksi reduksi seperti berikut:

Cu²⁺⁽aq) + 2 e^– → Cu(s)

Potensial Elektroda Standar

Potensial elektrode standar adalah gaya dorong (atau gaya gerak listrik atau GGL) dari reaksi redoks yang diukur pada keadaan standar (kemolaran 1 M pada tekanan 1 atm dan temperatur 25⁰ C). Potensial sel standar disimbolkan dengan E°sel.

Potential Electrode Standard Hydrogen

Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi ion H⁺ 1 M dan tekanan gas H₂ 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar hydrogen ini ditetapkan sama dengan nol volt.

2H⁺ + 2e → H₂    E^o = 0,00 V

Notasi Sel Volta dan Diagram Sel

Rangkaian sel volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan diagram sel, anoda ditulis di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis sejajar vertikal (||).

Secara umum, notasi sel volta dapat dituliskan sebagai berikut:

Anoda || Katoda

Dengan demikian sel volta di atas dinyatakan dalam bentuk notasi sel atau diagram sel seperti berikut :

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Cara Menetukan Anoda Katoda Potensial Sel

Perbedaan potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial atau potensial sel standar yang diberi lambang Esel.

Esel = E°katoda – E°anoda

Esel = E°reduksi – E°oksidasi

Esel = E°besar – E°kecil

Esel = E°(+) – E°(-)

Katoda merupakan tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E° lebih besar, sedangkan anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E° lebih kecil.

Penentuan Potensial Sel – Gaya Gerak Listrik GGL Sel Volta

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter potensiometer.

Perbedaan antara kedua sel yang terdapat di dalam sel volta disebut potensial elektrode. Untuk mengukur potensial suatu elektrode digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar.

Elektrode hidrogen digunakan sebagai electrode standar karena harga potensialnya = 0. Potensial elektrode yang dibandingkan dengan elektrode hidrogen yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm disebut potensial elektrode standar.

Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan table potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif.

Esel > 0

E° katoda – E°anoda > 0

Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.

Contoh Soal Beda Potensial Sel Elektrokimia

Suatu sel volta tersusun dari elektroda magnesium dan tembaga. Bila diketahui:

Mg²⁺ (aq) + 2e → Mg(s) E° = -2,37 volt

Cu²⁺ (aq) + 2e → Cu(s) E° = + 0,34 volt

Tentukan

a). katoda dan anodanya,

b). reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya,

c). notasi sel, dan

d). potensial sel.

Jawab:

a). Katoda Anoda Sel Volta Mg-Cu

Katoda harus memiliki E° lebih besar yaitu tembaga (Cu), dan

Anoda harus memiliki E° lebih kecil, yaitu magnesium (Mg)

b). Reaksi Elektroda dan Sel  

Reaksi katoda (reduksi) : Cu²⁺ (aq) + 2e → Cu(s)

Reaksi anoda (oksidasi) : Mg(s) →Mg²⁺ (aq) + 2e

Reaksi sel (redoks) : Cu²⁺ (aq) + Mg(s) → Cu(s) + Mg²⁺ (aq)

c). Notasi Sel

Anoda || Katoda

Mg | Mg²⁺ || Cu²⁺ | Cu

d). Potensial Sel Sistem Mg-Cu

Esel = E° katoda – E°anoda

Esel = 0,34 – (-2,37)

Esel = 2,71 volt

Semua data Potensial Yang digunakan, baik untuk E° katoda maupun E°anoda adalah potensial reduksi standar.

Potensial sel dapat digunakan untuk memperkirakan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Reaksi redoks berlangsung spontan bila Esel > 0 (positif) dan tidak spontan bila Esel < 0 (negatif).

Contoh Soal Lainnya Dan Pembahasan Di Akhir Artikel

Sel Elektrolisis

Elektrolisis merupakan peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik akan menghasilkan reaksi kimia.

Pada sel elektrolisis, reaksi redoksnya tidak terjadi secara spontan. Sehingga untuk terjadi reaksi redoksnya harus diberi arus listrik.

Energi Listrik Menjadi Reaksi Kimia

Pada sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia. Pada Sel Elektrolisis Arus listrik menghasilkan reaksi reduksi dan oksidasi.

Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode.

Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).

Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui electrode yang tidak bereaksi (inert).

Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.

Pada  sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).

Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi ion- ion positif (kation) mengikat electron electron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan nempel pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas.

Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung- gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.

1). Ion Hidrogen (H⁺)

Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen. Reaksi reduksi seperti berikut:

Reaksi: 2 H⁺(aq) + 2 e^– → H₂(g)

2). Ion- Ion Logam

a). Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li⁺, K⁺, Na⁺, Ba2⁺, Sr2⁺, dan Ca2⁺ tidak akan mengalami reduksi karena E° logam < E° air. Maka sebagai penggantinya air yang akan mengalami reaksi reduksi sebagai berikut:

Reaksi: H₂O(l) + 2 e^– → H₂(g) + 2 OH^–(aq)

b). Ion- Ion Logam seperti Ni^2+, Cu2⁺, dan Zn²⁺ akan mengalami reduksi menjadi logam. Reaksi oksidasinya adalah seperti berikut:

Mn+ + n e^– → M

Contoh: Cu²⁺⁽aq) + 2 e^– → Cu(s)

Ni2⁺(aq) + 2 e^– → Ni(s)

Jika Leburan garam yang dielektrolisis, maka ion logam penyusun garam tersebut yang akan direduksi menjadi logam. Contohnya adalah garam NaCl(l), dimana Na⁺ akan direduksi menjadi Na.

Reaksi: Na⁺(aq) + e^– → Na(s)

Reaksi pada Anode

Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion- ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan.

Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negative atau air akan teroksidasi.

1). Ion Hidroksida (OH^–) akan teroksidasi menjadi H₂O dan O₂.

Reaksinya: 4 OH^–(aq) → 2 H₂O(l) + O₂(g) + 4 e^–

2). Ion Sisa Asam

a). Ion Sisa Asam yang tidak mengandung oksigen, seperti Cl^–, Br^–, I^– akan teroksidasi menjadi gas Cl₂, Br₂, I₂.

Contoh: 2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–

2 X^– → X₂ + 2 e^–

b). Ion Sisa Asam yang yang mengandung oksigen, seperti SO₄^2–, NO^3–, PO₄^3– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.

Reaksi: 2 H₂O(l) → 4 H⁺(aq) + O₂(g) + 4 e^–

Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya.

Contohnya, jika anode terbuat dari Ni atau Cu, maka Ni atau Cu akan teroksidasi menjadi ion Ni²⁺ atau ion Cu²⁺. Reaksi oksidasinya seperti berikut:

Reaksi: Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

Reaksi: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e^–

Logam Cu pada anode akan terlarut dan mengendap pada katode. Anode makin lama makin berkurang atau habis,  sedangkan katode makin tebal. Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu.

Hukum Faraday Eletrokimia

Dalam elektrokimia baik sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday.

Aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks pada sel elektrokimia.

Hukum Faraday I berbunyi:

“Massa zat yang dilepaskan selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan”

Rumus Hukum Faraday I

Hukum Faraday I dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w = me.F

Dengan Keterangan:

w = massa zat hasil elektrolisis (gram)

me = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis,

me = A_r/Valensi

F = jumlah arus listrik (Faraday)

Massa Ekuivalen Zat

Massa ekuivalen zat (me) adalah massa relatif zat per satuan muatannya. Muatan suatu zat sering disebut perubahan bilangan oksidasi – biloks atau bilangan valensi

Cu²⁺ (aq) + 2e →   Cu (s)

Muatan ion tembaga Cu adalah +2, maka massa ekuevalen Cu adalah

me = Ar Cu/ muatan Cu atau

me = Ar Cu/ biloks  atau

me = Ar Cu/ valensi

me = 63,5/2 = 31,75 gram

Diketahui bahwa 1 Faraday setara dengan 96.500 coulomb, sedangkan 1 coulomb = 1 ampere detik. Dengan demikian Hukum Faraday dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w = (me.i.t)/96.500

Dengan keterangan

i = kuat arus listrik (ampere)

t = lama elektrolisis atau waktu (detik)

Hukum Faraday II berbunyi:

“Massa zat yang dilepaskan pada elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu”

Rumus Hukum Faraday II

Hukum Faraday II dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w₁ : w₂ : … = me₁ : me₂ : … atau

w₁/w₂ = me₁/me₂

dengan keterangan

w₁ = massa zat terendap 1

w₂ = massa zat terendap 2

me₁ = massa ekuivalen zat 1

me₂ = massa ekuivalen zat 2

Kegunaan Manfaat Elektrolisis Pada Industri dan Sehari Hari

Prinsip dan proses elektrolisis banyak digunakan dalam bidang industry untuk pembuatan beberapa bahan kimia, pemurnian logam dan penyepuhan.

Pembuatan Bahan Kimia Cara Elektrolisis Pada Industri/ Sehari Hari

Beberapa bahan kimia seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas klorin, dan natrium hidroksida diproduksi dengan menggunakan prinsip elektrolisis.

Contoh Pembuatan Bahan Kimia Cara Elektrolisis

Logam natrium dibuat dengan mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl₂ seperti persamaan reaksi berikut

NaCl (l) → Na⁺ (l) + Cl^– (l)

Reaksi Katoda dan Anoda Pembuatan Logam Natrium Cara Elektrolisis

Katoda = Na⁺ (l) + e → Na (l)

Anoda = 2Cl^– (l) → Cl₂ (g) +2e

Reaksi totalnya adalah

2Na⁺ (l) + 2 Cl^– (l) →   2Na (l) + Cl₂ (g)

Natrium cair Na(l) yang terbentuk dikatoda mengapung di atas cairan NaCl, kemudian dikumpulkan pada kolektor.

Pembuatan NaOH Kadar Tinggi Cara Elektrolisis Sel Merkuri Pada Industri  

Suatu proses elektrolisis yang bertujuan untuk menghasilkan NaOH(aq) dengan kemurnian yang lebih tinggi adalah sel merkuri.

Katode merkuri mempunyai overpotensial yang lebih tinggi untuk mereduksi H₂O menjadi OH^– dan H₂(g). Sehingga reduksi yang terjadi adalah Na⁺(aq) menjadi Na(l) yang larut dalam merkuri membentuk suatu amalgam berupa 0,5 % Na.

Reaksi Anoda Katoda Pada Elektrolisis Sel Merkuri

Katode : 2Na (aq) + 2e^– → 2 Na(dalam Hg)

Anode : 2Cl^– (aq) → Cl₂ (g) + 2e^–

Reaksi totalnya adalah sebagai berikut

2 Na (aq) + 2 Cl^– (aq) → 2 Na(dalam Hg) + Cl₂(g)

Amalgam Na yang dikeluarkan dari sel merkuri kemudian ditambah air sehingga akan terbentuk NaOH(aq) dan merkuri cair dikembalikan lagi ke dalam sel elektrolisis.

Reaksi Pembentukan NaOH Pada Elektrolisis Sel Merkuri

2 Na(dalam Hg) + 2H₂O(l) → 2Na⁺(aq) + 2OH^–(aq) + H₂(g) + Hg(l)

Keuntungan dari proses elektrolisis sel merkuri adalah dapat  menghasilkan NaOH pekat

dengan kemurnian yang tinggi. Namun kelemahannya adalah proses sel merkuri membutuhkan energi listrik yang lebih banyak, dan proses sel merkuri memiliki dampak negatif terhadap lingkungan.

Pemurnian Logam Cara Elektrolisis Pada Industri

Metoda elektrolis banyak digunakan pada industry pemurnian logam seperti tembaga, emas perak dan sebagainya

Contoh Pemurnian Logam Cara Elektrolisis Di Industri

Tembaga yang tidak murni dipisahkan dari zat pengotornya dengan cara elektrolisis. Tembaga yang tidak murni dipasang sebagai anoda dan tembaga murni dipasang sebagai katoda dalam elektrolit larutan CuSO₄ tembaga di anoda akan teroksidasi menjadi Cu²⁺ selanjutnya Cu²⁺ direduksi di katoda.

Reaksi Anoda dan Katoda Pemurnian Logam Tembaga

Anoda = Cu (s) →   Cu²⁺ (aq) +2e

Katoda = Cu2⁺ (aq) + 2e →   Cu (s)

Logam tembaga di anoda pindah ke katoda sehingga anode pada akhirnya akan habis dan katoda semakin bertambah. Katoda merupakan tembaga murni. Zat pengotor yang dari yang terdapat pada anoda akan menjadi lumpur pada dasar sel elektrolisis.

Penyepuhan Logam Cara Elektrolisi Pada Industri Sehari Hari

Prinsip elekrolisis banyak digunakan untuk melapisi logam oleh logam lain dengan beragam tujuan.

Penyepuhan atau pelapisan atau Bahasa lainnya electroplating bertujuan agar permukaan logam yang dilapisi menjadi lebih stabil terhadap cuaca atau untuk menambah keindahannya. Contohnya, besi dilapisi nikel agar tahan karat, tembaga dilapisi perak atau emas agar lebih bernilai.

Prinsip kerjanya adalah Benda yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda dan potongan logam pelapis atau penyepuh dipasang sebagai anoda. Kedua elektroda dibenamkan dalam larutan garam dari logam penyepuh dan dialiri sumber arus searah.

Contoh Pelapisan Penyepuhan Logam Cara Elektrolis Pada Industri Sehari Hari

Sendok dan garpu yang terbuat dari baja dengan perak dapat dilapisi dengan logam perak agar terlihat lebih indah dan lebih higenis.

Prinsipnya kerjanya adalah garpu dipasang sebagai katoda dan logam perak dipasang sebagai anoda. Sedangkan elektrolit yang digunakan adalah larutan elektrolit AgNO₃.

Reaksi Anoda dan Katoda Pelapisan Logam Garpu Sendok Baja

Anoda : Ag (s) →   Ag⁺ (aq) + e

Katoda : Ag⁺ (aq) + e →   Ag (s)

Logam perak sebagai anoda akan teroksidasi menjadi ion Ag⁺ kemudian direduksi menjadi Ag pada garpu sebagai katoda. Dengan demikian garpu terlapisi oleh logam perak.

1). Contoh Soal Penulisan Reaksi dari Notasi Sel atau Diagram Sel Sistem Fe – Sn

Tuliskan reaksi sel untuk sel volta berikut.

Fe (s) | Fe²⁺ (aq) || Sn²⁺ (aq) | Sn (s)

Reaksi Setengah Selnya Atau Reaksi Anoda Katoda.

Anode: Fe (s) → Fe²⁺ (aq) + 2e^–

Katode: Sn²⁺ (aq) + 2e^– →   Sn (s)

Reaksi Sel Volta Keseluruhan Sistem Fe – Sn

Fe (s) + Sn²⁺ (aq) → Fe²⁺ (aq) + Sn (s)

2). Contoh Soal Persamaan Reaksi Reduksi Oksidasi Anoda Katoda Diagram Sel Sistem Nikel -Perak

Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel nikel – perak berikut.

Ni (s) | Ni2⁺( aq) || Ag⁺ (aq) | Ag (s)

Reaksi Oksidasi Anoda

Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni2⁺(aq) + 2 e^–

Reaksi Reduksi Katoda

Katode (reduksi) : Ag⁺ (aq) + e^– → Ag (s)

3). Contoh Soal Persamaan Reaksi Reduksi Oksidasi Anoda Katoda Diagram Sel Sistem Besi – Emas

Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel Sistem besi – emas berikut.

Fe (s) | Fe²⁺ (aq) || Au³⁺ (aq) | Au (s)

Reaksi Oksidasi Anoda

Anode (oksidasi) : Fe (s) → Fe²⁺ (aq) + 2 e^–

Reaksi Reduksi Katoda

Katode (reduksi) : Au³⁺ (aq) + 3 e^– → Au (s)

4). Contoh Soal Menentukan Potensial Elektrode Standar GGL Sel

Hitunglah potensial elektrode Cu yang berada dalam larutan CuSO₄ dan dihubungkan dengan elektrode hydrogen pada keadaan standar jika voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt.

Diketahui

E°sel = yang terukur oleh voltmeter

E°sel = 0,34 volt

Menentukan Reaksi Setengah Sel Anoda Katoda

Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi pada anoda dan katoda adalah sebagai berikut

Katode: Cu²⁺ (aq) + 2e^– → Cu (s)

Anode: H₂ (g) → 2H⁺ (aq)

Menghitung Nilai Gaya Gerak Listrik Sel

Nilai GGL sel dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

E°sel = E°katode – E°anode

E sel = E^ored – E^ook

E sel =E^o Cu – E^oH₂

E^o Cu = E sel – E^oH₂

E^o Cu = 0,34 – 0 = 0,34 volt

Jadi, potensial reduksi standar untuk elektrode Cu adalah 0,34 volt.

5). Contoh Soal Menentukan Anoda Katoda  Sel Volta Sistem Nikel – Perak

Sebuah sel Volta menggunakan elektrode nikel dalam larutan NiSO₄ dan electrode Ag dalam larutan Ag₂SO₄. Tentukan potensial sel yang terjadi jika E^oNi = –0,25 volt dan E^oAg = +0,80 volt. Tunjukkan mana yang bertindak sebagai katode dan anode dalam sel ini.

Diketahui

E^oNi = –0,25 volt dan

E^oAg = +0,80 volt

Menentukan Anoda Dan Katoda Sel Volta

Nilai E^o Ni lebih kecil daripada E^o Ag, maka Ni lebih mudah teroksidasi dibandingkan Ag. Sehingga elektrodanya adalah

Anoda = Nikel

Katoda = Perak

Menghitung Potensial Sel Volta Nikel – Perak

Potensial sel volta system Nikel – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Esel = E°katoda – E°anoda atau

E sel = E^ored – E^ook

E sel = E^oAg – E^oNi

E sel = +0,80 V – (–0,25 V)

E sel = +1,05 V

Jadi, Ni sebagai anode dan Ag sebagai katode dengan potensial sel sebesar +1,05 V.

6). Contoh Soal Perhitungan Potensial Sel Sistem Tembaga Cu – Perak Ag

Tentukan harga potensial sel system Cu – Ag berikut

Cu (s) | Cu²⁺ (aq)|| Ag⁺ (aq)| Ag (s)

Diketahui harga potensial reduksi standar Tembaga dan Perak adalah sebagai berikut.

Cu²⁺ (aq) + 2 e^– Cu (s) E° = 0,34 volt

Ag⁺ (aq) + 1 e^– Ag (s) E° = 0,80 volt

Reaksi Katoda Anoda Setengah Sel

Reaksi Reduksi Katoda adalah

2Ag⁺(aq) + 2 e^– → Ag (s)

Reaksi Oksidasi Anoda Adalah

Cu(s) → Cu²⁺⁽aq) + 2 e^–

Reaksi Sel Keseluruhannya adalah

2 Ag⁺(aq) + Cu(s) → 2 Ag (s) + Cu²⁺(aq)

Menghitung Potensial Sel Volta Tembaga – Perak

Potensial sel volta system Tembaga – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Esel = E°katoda – E°anoda atau

E sel = E^ored – E^ook

E sel = E^oAg – E^oCu

E sel = +0,80  – (0,34 )

E sel = 0,46 volt

Jadi potensial sel atau gaya gerak listrik GGL sel system tembaga perak adalah 0,46 volt

7). Contoh Soal Menentukan Spontan Potensial Sel Reaksi Sistem Kalsium Perak  Ca – Ag

Tentukan apakah reaksi berikut dapat berlangsung secara spontan atau tidak

Ca²⁺ (aq) + 2Ag (aq) → Ca (s) + 2Ag⁺ (aq)

Diketahui

Ca²⁺ (aq) + 2e → Ca (s) E° = -2,87 volt

Ag⁺ (aq) + e → Ag (s)    E° = +0,80 volt

Menghitung Potensial Sel Volta Kalsium – Perak

Potensial sel volta system kalsium – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Esel = E°katoda – E°anoda atau

E sel = E^ored – E^ook

E sel = E° Ca – E° Ag

E sel = -2,87 – (0,80)

E sel = – 3,67 volt

jadi. E sel < 0 atau pontesial sel negative, maka reaksi sel tersebut tidak akan terjadi secara spontan

8). Contoh Soal Perhitungan Elektrolisis Emas Dan Klor

Berapa emas dan klor yang terbentuk, jika arus listrik 5 A melewati larutan emas (III) klorida selama 10 menit?

(Ar Au = 196,73; Ar Cl = 35,45).

t = 10 menit = 600 detik

i = 5 A

Reaksi Anoda Katoda Elektrolisis Emas Klor.

Katode: Au³⁺ (aq) + 3e^– →   Au(s)

Anode: 2Cl^– (aq) → Cl₂(g) + 2e^–

Menentukan Muatan Emas Dan Klor

Dari reaksi setengah sel pada katoda dan anoda dapat diketahui muatan (valensi atau biloks) ion emas dan klor adalah:

Muatan ion emas = 3

Muatan ion klor = 1

Rumus Menghitung Massa Ekuivalen  Emas Au dan Klor Cl₂  

Massa ekuivalen emas dan klor dihitung dengan rumus berikut

me = Ar/muatan

1. Au = Massa ekuivalen Au
2. Au= 197/3 = 65,7 g

me.Cl₂ = Massa ekuivalen Cl₂

me Cl₂ = 35.5/1 = 35,5

Rumus Menghitung Massa Emas Au Terbentuk

Massa emas yang diendapkan dihitung dengan rumus berikut

W Au = (i x t x me.Au)/(96500)

W Au = massa emas yang terbentuk

W Au = (5 x 600 x 65,7)/96500

W Au = 2,04 gram

Jadi emas yang terbentuk adalah 2,04 gram

Rumus Menghitung Massa Klor Cl₂ Yang Terbentuk

Massa klor yang diendapkan dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

W Cl₂ = (i x t x me.Cl₂)/(96500)

W Cl₂ = (5 x 600 x 35,5)/96500

W Cl₂ = 1,1 gram

Jadi massa klor yang terbentuk adalah 1,2 gram

9.). Contoh Soal Perhitungan Waktu Pengendapan Pada Elektrolisis Larutan Besi

Berapa waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 11,2 gram besi dalam larutan besi (III) klorida yang dialiri arus sebesar 10 A. (Ar Fe = 55,85).

Diketahui

i = 10 A

massa besi = 11,2 gram

Diketahui reaksi pada katode adalah sebagai berikut

Fe³⁺(aq) + 3e^– →   Fe(s)

Rumus Menghitung Massa Ekuivalen Fe Pada Elektrolisis

me.Fe = Massa ekuivalen Fe

me.Fe = Ar Fe/muatan ion Fe

me.Fe = 55,85/3 = 18,62 gram

Rumus Menghitung Waktu Elektrolisis Besi

Waktu yang diperlukan untuk elektrolisis larutan besi dirumuskan dengan persamaan berikut

W.Fe = (i x t x me.Fe)/96500

t = (W.Fe x 96500)/(i x me.Fe)

t = (11,2 x 96500)/(10 x 18,62)

t = 5804 detik

Jadi, waktu yang dibutuhkan adalah 5804 detik

10). Contoh Soal Perhitungan Arus Listrik Pengendapan Sel Elektrolisis Larutan Logam Tembaga

Dalam elektrolisis larutan CuSO₄, diharapakan logam Cu dapat mengendap sebanyak 2,54 g pada katode. Tentukan berapa arus listrik yang harus dialirkan selama 30 menit pada sel elekrolisis tersebut

Diketahui

i = 30 menit = 1800 detik

Massa tembaga diendapkan = W

W = 2,54 gram

Menentukan Massa Ekuivalen Tembaga

Massa ekuivalen dihitung dengan rumus berikut

Cu²⁺ (aq) + 2e →   Cu (s)

valensi atau muatan Cu = 2

me = massa ekuivalen Cu

me = Ar Cu/valensi Cu

me = 63,5/2 = 31,75 gram

Rumus Menghitung Kuat Arus Sel Elektrolisis Tembaga

Kuat arus yang dibutuhkan dalam elektrolisis larutan tembaga dapat dinyatakan dengan rumus berikut

W = (i x t x me)/96500 atau

i = (W x 96500)/(t x me)

i = (2,54 x 96500)/(1800 x 31,75)

i = 4,289 gram

Jadi, arus yang dialirkan pada sel elektrolisis adalah 4,289 ampere

10). Contoh Soal Penyepuhan Kunci Besi Dengan Logam Emas

Sebuah kunci terbuat dari logam besi disepuh logam emas membutuhkan arus listrik sebesar 0,02 Faraday. Hitung massa logam emas yang melapisi kunci besi tersebut

Diketahui:

Ar Au = 197

F = 0,02 Faraday

Menentukan Massa Ekuivale Logam Emas

Reaksi reduksi di katoda adalah sebagai berikut

Au³⁺ (aq) + 3e^– →   Au(s)

Muatan ion Emas Au³⁺ adalah 3

Sehingga massa ekuivalen emas adalah

me = 197/3 = 65,67 gram

Menghitung Logam Emas Yang Melapisi Permukaan Kunci Besi

Massa emas yang melapisi kunci besi dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

W = (i x t x me)/96500 atau

W = me x F

W = 65,67 x 0,02

W = 1,313 gram

Jadi, massa logam emas yang melapisi kunci besi adalah 1,3,13 gram

11). Contoh Soal Perhitungan Elektroplating Logam Besi Fe Dengan Tembaga Cu

Pada penyepuhan logam besi dengan tembaga digunakan larutan CuSO₄ dengan arus 4 A selama 15 menit. Hitung massa tembaga yang melapisi permukaan besi tersebut

Diketahui

i = 4 A

t = 15 menit = 900 detik

Ar Cu = 63,5

Menentukan Muatan Ion Tembaga

Reaksi reduksi Ion tembaga di katoda

Cu²⁺ (aq) + 2e →   Cu (s)

Muatan Ion Cu²⁺ adalah = 2

Menentukan Massa Ekuivalen Tembaga

Massa ekuavalen tembaga adalah

me = 63,5/2 = 31,75 gram

Menentukan Massa Tembaga Yang Melapisi Logam Besi

Massa tembaga yang melapisi permukan logam besi dapat dihitung dengan rumus berikut

W = (i x t x me)/96500

W = (4 x 900 x 31,75)/96500

W = 1,184 gram

Jadi, massa tembaga yang melapisi logam besi adalah 1,184 gram

12). Contoh Soal Perhitungan Rumus Hukum Faraday Sel Elektrolisis

Larutan AgNO₃ (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram logam perak yang dapat diendapkan?

Diketahui

A_r Ag = 108

Menentukan Massa Ekuivalen Perak

me Ag = 108/1

i = 10 ampere

t = 1 x60x60 =3600 detik

Rumus Menghitunga Massa Perak Yang Diendapkan Pada Sel Elektrolisis:

Massa logam yang diendapkan pada proses elektrolisis dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

w = (me.i.t)/96.500

w = (108x10x3.600)/96.500

w = 40,3

jadi Massa logam perak yang diendapkan adalah 40,3 gram

13). Contoh Soal Perhitugan Rumus Hukum Faraday II Sel Elektrolisis

Sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan AgNO₃ dan larutan CuSO₄. Bila logam perak yang diendapkan sebanyak 21,6 gram, berapa gram logam tembaga yang diendapkan?

Diketahui:

Ar Ag = 108, Cu = 63,5)

Menghitung Logam Yang Diendapkan Pada Sel Elektrolisis

Massa yang diendapakan pada sel elektrolisis dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

w Ag : w Cu = me Ag : me Cu

21,6 : w Cu = (108/1) : (63,5/2)

21,6 : w Cu = (108) : (31,75)

w Cu = (21,6 x31,75)/108

w Cu = 6,35 gram

Jadi Massa tembaga yang diendapkan pada sel elektrolisis adalah 6,35 gram

14), Contoh Soal Hukum Faraday I Sel ELektrolisis

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Diketahui

t = 20 menit = 1.200 s

Arus I = 2 A

Reaksi Pada Katoda Sel Elektrolisis

Di katode, terjadi reaksi reduksi Cu²⁺ menjadi Cu:

Cu²⁺⁽aq) + 2 e^– → Cu(s)

Menghitung Massa Ekuivalen Tembaga

me = 63,5/2

me = 31,75 g/mol

Mengitung Massa Tembaga Yang Diendapakan Pada Sel Elektrolisis

w = (me.i.t)/96.500

w = (31,75x2x1.200)/96.500

w = 0,789 gram

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,789 gram.

• Elektrolisis Elektrokimia: Sel Volta Galvani Reaksi Katoda Anoda Contoh Soal Rumus Perhitungan 14
• Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Kimia: Konsentrasi Suhu Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan
• Tetapan Kesetimbangan Reaksi: Pengertian Hukum Rumus Hubungan Kc – Kp Contoh Soal Perhitungan 10
• Alkena: Pengertian Sifat Fisis Kimia Rumus Struktur Isomer Geometri Reaksi Adisi Hidrogen Halogen Asam Halida
• pH Indikator Asam Basa: Pengertian Jenis Fungsi Trayek pH Indikator Menentukan Keasaman pH Contoh Soal Pembahasan 7 Metil Merah Jingga Bromtimol Fenolftalein
• Benzena: Pengertian Sifat Fungsi Rumus Struktur Reaksi Pembentukan Turunan Benzena Halogenasi Nitrasi Asilasi Alkilasi Sulfonasi
• Hidrokarbon: Pengertian Tatanama Jenis Sifat Rumus Struktur Isomer Kegunaan Deret Homolog Alkana Alkena Alkuna Kegunaan Contoh Soal Pembahasan
• Persamaan Reaksi Kimia: Pengertian Aturan Membuat Setara Koefisien Wujud Zat Rumus Reaksi Contoh Soal 10
• Polimer: Pengertian Pembetukan Polimer Adisi Kondensasi Contoh Rumus Struktur Kopolimer Homopolimer Termoplas Thermosetting Manfaat Polimer
• Tetapan Kesetimbangan Asam Basa: Pengertian Rumus Derajat Ionisasi Asam Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan 9

• <<
• 1
• 2
• 3
• 4
• 5
• 6
• >>

Daftar Pustaka:

1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
2. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
3. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
4. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
5. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
6. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
7. Rangkuman Ringkasan: Sel elektrokimia dibedakan menjadi dua, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.
8. Pada sel volta reaksi redoks berlangsung spontan sehingga menghasilkan arus listrik.
9. Pada sel elektrolisis arus listrik menyebabkan terjadinya reaksi redoks yang tidak dapat berlangsung spontan.
10. Sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari adalah baterai dan aki.
11. Hukum Faraday I menyatakan banyaknya zat yang dibebaskan selama elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan.
12. Hukum Faraday II menyatakan banyaknya zat yang dibebaskan tergantung pada massa ekivalen spesi yang bersangkutan
13. Bila arus listrik yang sama dialirkan pada dua sel elektrolisis atau lebih maka perbandingan banyaknya zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.
14. Elektrolisis dapat digunakan untuk membuat beberapa bahan kimia dan untuk penyepuhan logam.