Tampilkan posting dengan label reaksi redoks dan elektrokimia. Tampilkan semua posting
Tampilkan posting dengan label reaksi redoks dan elektrokimia. Tampilkan semua posting

Jumat, 12 Desember 2014


2. Hukum-Hukum Faraday
       Michael Faraday (1831 – 1832) adalah seorang ahli kimia Inggris  yang  menemukan hubungan kuantitatif antara massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis dengan jumlah listrik. Dijelaskan  bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis.
      Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut.
           Ag+(aq) + e¯ -------->    Ag(s)
    Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.
      Jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb
       Sebagai hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang terbentuk pada elektrode.
Sumber http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/12/hukum-faraday.html

 a. Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda (G) sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut  (Q)".
Rumus:
   G  ~  Q
Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t)
   Q   =   i  .  t   (coulomb)
Jadi gabungan kedua persamaan di atas bisa di tulis :
G  =  it
Contoh :
Arus 1 ampere yang dialirkan selama 1 menit ( 60 detik) ke dalam larutan CuSO4 mengendapkan 0,4 gram tembaga, maka
Arus 2 ampere dalam satu menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 Cu
Arus 1 ampere dalam dua menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 Cu
Arus 2 ampere dalam dua menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 1,2 Cu


2.Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
G   ~   ME
ME   =   Ar/pbo
Pbo = perubahan bilangan oksidasi
ME1 : ME2 = G1 : G2
m = massa zat (garam)
G = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh  :
Pada elektrolisis larutan CuSO4 terjadi reduksi ion Cu2+  menjadi Cu
Cu2+ (aq)   +   2e  -------->     Cu(s)
Oleh karena tembaga mengalami perubahan bilangan oksidasi sebesar 2,  maka massa ekivalen
Cu   =   ArCu/2   =   63,5 / 2  = 31,75

Apabila listrik yang banyak dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis, maka perbandingan massa zat yang dibebeskan sama dengan perbandingan massa ekivalenya
ME 1 : ME 2 = G 1 : G 2 

Contoh 
Misalkan arus i ampere di alirkan ke dalam larutan CuSO4 dan larutan AgNO3 yang duhubungkan seri seperti pada gambar di bawah ini. Tabung I berisi larutan CuSO4 dan tabung II berisi larutan AgNO3.



(Pada hubungan seri, jumlah listrik yang memasuki kedua sel adalah sama). Listrik akan mengendapkan Cu dan Ag pada katode masing-masing sel. sesuai dengan Hukum Faraday II, perbandingan Cu dengan Ag yang diendapkan sama dengan perbandingan massa ekivalenya
Gcu   :   GAg  =   MECu   :   ME Ag
Misalkan massa Cu yang diendapkan 10 gram, maka massa perak dapat dihitung sebagai berikut :
Gcu   :   GAg  =   MECu   :   ME Ag
10   :   GAg   =  63,5/2  :   108/1

 GAg    =   (10 x 108)/31,75   =   34,05 g

Contoh:
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq)    ---->    Cu2+(aq)    +    SO42-   (aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] :     Cu2+(aq) + 2e-      ---->       Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]:     2 H2O(l)     ---->        O2(g) + 4 H+(aq)     +     4 e- 
a. massa tembaga:   MECu       =  . i . t/96.500       
                                              = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500)
                                              = 63.5/2 x 9.650/96.500
                                               = 31.25 x 0,1 = 3,175 gram 
b.   ME Cu : ME O2 = G Cu : G O2 
3,125 : MEO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : MEO2 = 31,25 : 8
MEO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter
http://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/hukum-faraday.htm

Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut :
G = k . i . t / 96.500
q = i . t
dengan :
G    = massa zat yang dihasilkan (gram)
ME    = berat ekivalen = Ar/ Valensi = Mr/Valensi
i      = kuat arus listrik (amper)
t     = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)

 Contoh soal :
Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4 ( Cu = 63,5)
 Jawab :
Cu diendapkan di katode menurut persamaan berikut ini.
Cu 2+ (aq)   +   2e   ---->      Cu (s)
G   =   i. t/96.500  x  ME

     =    (10 x 965)/96.500    X   63,5/2   =   3,17

3. Soikiometri Reaksi Elektrolisis
    Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb ( tepatnya 96.487 coulomb). Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini disebut satu Faraday ( 1F)
     1 F  =   1 mol elektron  =  96.500 coulomb
Arus sebesar i ampere yang dialirkan selama t detik membawa muatan sebesar it coulomb. Oleh karena 1 mol elektron = 96.500 coulomb, maka dalam it coulomb terdapat ( i. t )/96.500 mol elektron
   Mol elektron   =  ( i. t )/96.500 mol

Contoh soal :
Berapa liter gas oksigen (STP) dapat terbentuk jika arus 10 ampere dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan asam sulfat ?
jawab :
Gas oksigen dibebaskan di anode menurut persamaan :
2H2O (l)    ---->   4H+ (aq)   +   O2 (g)   +   4e
Mol elektron      =  ( i. t )/96.500 mol
                            =  ( 10 x 965 )/96500 mol  =   0,1 mol
Mol oksigen       =  ¼  x  0,1 mol  =   0,025 mol
Volume oksigen   =   0,025 mol  x  22,4 liter/mol

                               =   0,56 liter 

4. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri
    Dapat disebutkan tiga bidang industri yang menggunakan elektrolisis, yaitu produksi zat pemurnian logam dan penyepuhan.

a. Produksi Zat
    Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, fluorin, klorin, natrium hidroksida , natrium hipoklorit dan hidrogen peroksida,
   Secara industri klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor alkali dan merupakan proses industri yang sangat penting.
Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH di katode dan Cl2 di anode :
                 NaCl (aq)   ----->     Na+ (aq)    +   Cl- (aq)
Katode   :   2H2O (aq)   +   2e    ---->       Na+ (aq)   +   Cl- (aq)
Anode   :    2Cl- (aq)      ---->        Cl2 (g)   +   2e                                          +
                2H2O (l)   +   2Cl- (aq)    ---->   2OH- (aq)   +   H2 (g)   +   Cl2 (g)

Reaksi rumusnya :   2H2O (l)  +  2NaCl (aq)   ---->    2NaOH  (aq)  +  H2 (g)   +  Cl2 (g)

Selama elektrolisis harus dijaga agar Cl2 yang terbentuk di anode tidak bereaksi dengan NaOH yang terbentuk di katode. Untuk itu ruang katode dan anode dipisahkan dengan berbagai cara sebagai berikut :
1). Sel Diafragma
Pada sel diafragma, ruang katode dipisahkan dari ruang anode dengan suatu selaput berpori yang dapat dilalui ion-ion tetapi menahan percampuran larutan.

Sebagai elektrode dapat digunakan grafit atau suatu elektrode khusus yang terbuat dari titanium. Perbedaan ketinggian larutan seperti terlihat di gambar tersebut di maksud untuk mencegah aliran NaOH ke ruang anode.
    Sel diafragma menghasilkan larutan yang mengandung 10-12 % NaOH yang bercampur dengan 14 - 16 % NaCl dari ruang katode. Larutan dipekatkan dengan penguapan, kemudian NaCl dipisahkan dengan pengkristalan. Akhirnya diperoleh NaOH 50% dengan 1% NaCl sebagai pengotor. Pada elektrolisis digunakan tegangan kira-kira 3,5 volt dan arus puluhan ribu ampere.

2. Sel merkuri
Proses sel merkuri Suatu proses elektrolisis yang 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. Keuntungannya, sel merkuri dapat menghasilkan NaOH pekat dengan kemurnian tinggi. Kelemahannya adalah memerlukan energi listrik yang lebih banyak, disamping itu merkuri mempunyai dampak negatif terhadap lingkungan


b. Pemurnia logam
   Contoh penting  dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduksifitas tembaga. Akibatnya akan tombul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya.
   Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga kotoe dijadikan anode, sedangkan katodanya digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan  CuSO4. Selama elektrolisis , tembaga dan anode terus menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.

                   CuSO4 (aq)     ----->        Cu2+ (aq)   +  SO4 2- (aq)
Katode   :   Cu2+ (aq)   +   2e     ----->      Cu (s)
Anode    :   Cu (s)       ----->      Cu2+ (aq)   +   2e    +
                     Cu (s)           ----->            Cu (s)
                    Anode                                katode

   Perak, emas, platina, besi dan seng biasanya merupakan pengotor pada tembaga. Perak, platina dan emas mempunyai potensial lebih positif daripada tembaga. Dengan pengatur tegangan  selama elektrolisis, ketiga logam itu tidak ikut larut. Ketiga logam itu akan terdapat pada lumpur anode. Hasil ikutan ini biasanya untuk menutup biaya pemurnian tembaga itu. Besi dan seng, yang mempunyai potensial elektrode lebih negatif daripada tembaga, akan ikut larut. Akan tetapi ion-ionnya (Fe2+ dan Zn2+ ) lebih sukar diendapkan . Jadi tidak ikut mengendap dikatode. 

c. Penyepuhan (electroplating)
    Penyepuhan dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan logam penyepuhnya sebagai anode. 

Kedua elektrode dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi ( baja ) dengan perak diperlihatkan pada gambar. Sendok digunakan sebagai katode sedangkan anodenya adalah perak murni. Larutan elektrolitnya adalah larutan perak nitrat. Pada katode akan terjadi pengendapan perak sedangkan pada anode perak terus menerus melarut. Konsentrasi ion Ag+ dalam larutan tidak berubah.
Katode  (Fe)   :   Ag + (aq)   +  e      Ag (s)
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA


  ELEKTROLISIS.

Elektrolisis menimbulkan reaksi redoks dan banyaknya zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir dalam sel elektrolisis.
   Larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik. Hantaran listrik melalui larutan disertai suatu reaksi yang disebut elektrolisis. Reaksi elektrolisis tergolong redoks tidak spontan. Reaksi itu dapat berlangsung karena pengaruh energi listrik. Jadi pada elektrolisis terjadi perubahan energi llistrik menjadi energi kimia.
   Elektron (listrik ) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi sama seperti sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodenya elektrolisis katode bermuatan positif, sedangkan anode bermuatan negatif. Paada sel elektrolisis katode bermuatan negatif, sedanngkan anode bermuatan positif.

1. Reaksi-Reaksi Elektrolisis
    Apabila listrik dialirkan melalui lelehan senyawa ion itu akan diuraikan. Kation direduksi di katode sedangkan anion dioksidasi di anode.
Contoh :
Jika lelehan NaCl dialiri listrik, maka NaCl akan diuraikan menjadi Na dan Cl2.
  2NaCl  ----->   2Na   +   Cl2
Apa yang terjadi dapat diterangkan pada gambar berikut.
Ion   akan bergerak menuju katode, mengambil elektron dan mengalami reduksi. Ion Cl- akan bergerak menuju anode, melepas elektron dan mengalami oksidasi. Reaksi keseluruhan merupakan penguraian NaCl menjadi Na dan Cl2
                   NaCl     ------>    Na+   +   Cl-
Katode  :  Na+   +  e   ----->     Na
Anode   :   2Cl-  ---->    Cl2   +   2e                             +
                 2Na+   +   2Cl-    ----->      2Na   +   Cl2 
     Jika yang dialirkan adalah larutan elektrolit, maka reaksi yang terjadi belum tentu kation atau anionya tetapi mungkin  saja atau elektrodenya. Hal ini tergantung pada potensial spesi-spesi dalam larutan. Untuk lebih memehami hal itu lakukan dengan praktikum sebagai berikut :
Pada praktikum di pelajari elektrolisis dari 3 jenis elektrolit, yaitu Na2SO4, larutan KI dan larutan CuSO4.
 a. Elektrolisis larutan Na2SO4
Elektrolisis larutan Na2SO4 menghasilkan ion OH- dan gas H2 di katode serta ion H+ dan O2 di anode. Bagaimanakah reaksi yang terjadi pada kedua elektrode itu ? Dalam larutan Na2SO4 terdapat tiga jenis spesi, yaitu ion Na+, ion SO42- dan molekul-molekul air.  Spesi yang mungkin mengalami reduksi di katode adalah Na+ dan molekul air.
Na+ (aq)   +  e       Na(s)                          Eo  =  -2,71 V
2H2O (l)   +   2e    2OH- (aq)   +  H2      Eo  =  -0,83 V
Oleh karena potensial reduksi air lebih besar maka reduksi air lebih mudah berlangsung. Itulah sebabnya di katode terbentuk gas H2 dan ion OH-. Sementara itu spesi yang mungkin mengalami oksidasi di anode ialah SO4 2- dan H2O.
2SO42-  (aq)      S2O82- (aq)   +  2e       Eo  =  -2,01  V
2H2O (l)                 4H+   +   O2 (g)          Eo  =  -1,23  V
Oleh karena oksidasi air lebih besar maka oksidasi air lebih mudah berlangsung. Jadi elektrilisis larutan N2SO4 dapat ditulis sebagai berikut :
                         Na2SO4 (aq)    ----->       2Na+ (aq)      +    SO4 2- (aq)
Katode     :      2H2O (l)   +   2e    ----->       2OH- (aq)    +   H2 (g)     (x2)
Anode      :      2H2O (l)     ----->       4H+ (aq)     +    O2 (g)   +   4e          +
                       6H2O(l)     ----->     4OH+ (aq)   +   2H2(g)    +   4H+ (aq)   +   O2
                       4OH- (aq)    +   4H+ (aq)   ----->    4H2O (l)
Reaksi bersih :   2H2O (l)   ----->   2H2 (g)   +   O2 (g)

b. Elektrolisis Larutan KI dengan elektrode  grafit (C)
Pada elektrolisis larutan KI terbentuk gaas hidrogen di katode dan iodin di anode; larutan disekitar katode bersifat basa. Hasil-hasil itu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan terdapat tiga jenis spessi, yaitu ion K+, ion I- dan molekul air. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode adalah reaksi reduksi air.
K+ (aq)   +  e  ---->    K (s)                                       Eo  =   -2,92 V
2H2O (l)   +   2e   ----->    2OH- (aq)   +   H2(g)      Eo   =  -0,83  V
Oleh karena potensial reduksi air lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah reaksi ion I- atau oksidasi air.
2I- (aq)   ---->      I2 (s)   +   2e                                    Eo   =   0,54 V
2H2O (l)     ----->          4H+ (aq)   +  O2 (g)   +   4e   Eo  =  -1,23 V
Oleh karena potensial oksidasi ion I- lebih besar maka oksidasi ion I- lebih mudah berlangsung.  Sementara itu, pada elektrolisis larutan KI terjadi reaksi yang menghasilkan  H2, OH-, dan I2 sesuai pengamatan
                  KI (aq)     ---->     K+ (aq)   +   I- (aq)
Katode   :   2H2O (l)   + 2e   ----->     2OH- (aq)   +   H2 (g)
Anode   :   2I- (aq)  ----->     I2 (s)   + e                                                     +
                  2H2O (l)   +   2I- (aq)    ---->  2OH- (aq)   +   H2 (g)   +   I2 (s)
Reaksi rumus :   2H2O (l)   +   2KI (aq)  ----->      2KOH (aq)   +   H2 (g)   +   I2 (s)

c, Elektrolisis Larutan CuSO4 dengan Katode Grafit dan Anode Cu
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan katode grafit dan anode Cu terbentuk endapan Cu di katode dan anodenya (Cu) larut. Hasil-hasil itu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan CuSO4 terdapat ion Cu2+, ion SO42-, molekul air serta logam tembaga ( anode). Berbeda dengan elektrode grafit yang inert (sukar bereaksi), logam-logam dapat mengalami oksidasi di anode. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode adalah reduksi ion Cu2+ atau reduksi air
Cu2+ (aq)   +   2e     ----->          Cu (s)                             Eo  =  +0,34  V
2H2O (l)   +   2e      ----->     2OH-  (aq)   +   H2 (g)        Eo  =   -0,83 V
Oleh karena potensial reduksi Cu2+ lebih besar maka reduksi ion Cu2+ lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah oksidasi ion SO42-, oksidasi air dan oksidasi Cu.
 2SO42- (aq)      ----->      S2O8 2- (aq)   +   2e                  Eo   =   -2,71  V
2H2O  (l)      ----->       4H+ (aq)   +   O2(g)   +  4e          Eo   =   1,23  V
Cu (s)    ----->    Cu2+ (aq)   +   2e                       Eo = 0,34 V
Oleh karena potensial oksidasi  Cu paling besar maka oksidasi tembaga lebih mudah berlangsung. Jadi elektrolisis larutan CuSO4 dengan katode grafit dan anode Cu menghasilkan endapan Cu di katode dan melarutkan Cu di anode sesuai hasil percobaan.
                   CuSO4 (aq)        ----->         Cu2+ (aq)     +    SO42- (aq)
Katode   :    Cu2+ (aq)    + 2e      ----->        Cu (s)
Anode   :     Cu (s)      ----->       Cu2+ (aq)   +   2e          +
                      Cu (s)     ----->       Cu (s)
                        (anode )              (katode)
Dari contoh-contoh di atas, dapat disimpulkan bhawa spesi yang paling mungkin mengalami reduksi di aktode adalah spsesi yang mempunyai potensial reduksi terbesar, sedang yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang mempunyai potensial oksidasi terbesar. Berdasarkan daftar potensial elektrode standar dapatlah dibuat suatu ramalan tentang reaksi di katode dan reaksi anode pada suatu elektrolisis. Ramalan tersebut dapat diharapkan terjadi pada kondisi standar. Kadang-kadang, dalam larutan terdapat spesi yang mempunyai potensial yang sama. Dalam hal ini mungkin terjadi lebih dari satu reakis. Misalnya pada elektrolisis larutan NaCl. Oksidasi ion Cl- dan oksidasi air mempunyai potensial hampir sama.
2Cl- (aq)    --->   Cl2 (g)   +   2e                                   Eo  =  -1,36 V
2H2O (l)  ----->   4H+ (aq)   +   O2 (g)   + 4e               Eo   =   -1,23 V

Pada kenyataannya, apabila konsentrasi ion Cl- tidak terlalu kecil, maka dianode terjadi oksidasi ion Cl- dan oksidasi air. Jika konsentrasi ion Cl- cukup besar maka oksidasi ion Cl- lebih favorit.

Reaksi-reaksi di katode (Reduksi)
    Reaksi dikatode bergantung pada jenis Kation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam golongan IA, IIA, Al dan Mn) yaitu logam-logam yang potensial elektrodenya lebih kecil dari air), maka air yang tereduksi. Kation selain yang disebut di atas akan terduksi.
Contoh:
Pada elektrolisis larutan NaCl ( kation Na+), air yang tereduksi, bukanya ion Na+
Pada elektrolisis larutan CuSO4 (kation Cu2+), ion Cu2+ yang tereduksi.

Reaksi-reaksi di Anode (Oksidasi)
    Elektrode negatif (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karena logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membenntuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode positif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas elektron dan mengalami oksidasi, kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar daripada air atau anion sisa asam. Oleh kareba itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.
L (s)  ----->    Lx+ (aq)   +   xe
Elektrode Pt, Au dan grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi). Jika terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode tergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO42-, NO3-, dan PO43- , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.
2H2O (l)  ----->   4H+ (aq)   +   O2 (g)   +  4e
Jika anion lebih mudah dkioksidasi daripada air, seperti Br- danI-    , maka anion itu yang terosidasi.
Contoh :
Pada elektrolisis larutan KI dengan elektrode grafit terjadi oksidasi ion I-    , 

Skema reaksi-reaksi elektrolisis diberikan pada diagram berikut :
1.   Reaksi di katode bergantung pada jenis kation :
      -   Logam aktif (golongan IA, IIA, Al dan Mn) :  air yang tereduksi
               2H2O (l)   +  2e   ------>  H2 (g)   +   2OH- (aq)
      -   Kation lain : Kation tereduksi
              2H+ (aq)   +   2e  ----->     H2 (g)
              Lx+ (aq)   +    xe    ------>    L (s)

2.  Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion:
     -   Anode inery (Pt, Au, C)
           *   Anion berupa sisa asam oksi : air teroksidasi
                   H2O (l)   ----->    4H+ (aq)   +   O2 (g)   +   4e
           *   Anion berupa sisa asam lain atau OH-  :  anion teroksidasi
                   Contoh :   2Br- (aq)     ----->     Br2 (aq)   +  2e
                                  4OH- (aq)     ----->       2H2O (l)   +   O2 (g)  +  4e
       -  Anode tak inert : anode teroksidasi

                                  L (s)      ----->    Lx+ (aq)   +  xe

Contoh soal :
Tuliskan reaksi elektrolisis berikut :
Elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektrode grafit.
Elektrolisis larutan CuSO4 dengan katode besi dan anode platina
Elektrolisis lelehan MgCl2  dengan elektrode grafit.

Jawab :
Elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektrode grafit.
AgNO3 (aq)  ---->  Ag+ (aq)   +   NO3- (aq)
Ag+ bukanlah dari logam aktif, jadi kation itu akan direduksi. Karena anoda brsifat inert (C) sedangkan anion  dari sisa asam oksi, maka air yang teroksidasi di anode.
Katode   :   Ag+ (aq)   + e    ---->     Ag(s)    (x4)
Anode    :   2H2O (l)   ---->  4H+ (aq)   +   O2 (g)   +  4e                                      +
                  Ag+ (aq)   +   2H2O (l)     ---->       4Ag (s)    +   4H+(aq)    +    O2 (g)

Elektrolisis larutan CuSO4 dengan katode besi dan anode platina
CuSO4 (aq)   ---->   Cu2+ (aq)   +   SO4 2- (aq)
Cu2+ bukan dari logam aktif, jadi kation itu akan tereduksi. Karena anode inert (Pt) sedangka anion dari sisa asam oksi, maka air teroksidasi di anode.
Katode    :   Cu2+ (aq)   +   2e    ----->    Cu(s)                 ( x2 )
Anode     :   2H2O (l)  ----->   4H+ (aq)   +   O2 (g)  + 4e                                     +
                   2Cu2+ (aq)   +   2H2O (l)   ---->   2Cu(s)   +   4H+  (aq)   +   O2 (g)

Elektrolisis lelehan MgCl2  dengan elektrode grafit.
MgCl2 (l)    ---->      Mg2+ (l)   +   2Cl- (l)
Pada elektrolisis lelehan senyawa ion dengan elektrode inert, maka kation direduksi di katode sedangkan anion dioksidasi di anode.
Katode     :   Mg2+ (l)   +   2e   ---->      Mg (s)
Anode      :   2Cl- (l)        ------>       Cl2 (g)                                      +
                   Mg2+ (l)   +   2Cl- (l)      ----->       Mg (s)   +  Cl2 (g)


Pelajari Materi terkait :






Kamis, 11 Desember 2014

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA


REAKSI REDOKS SPONTAN.
Berlangsungna reaksi redoks dapat diperkirakan dari harga potensial sel.
    Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila potensial sel yang dihasilkannya bertanda positif. Potensial sel adalah selisih antara potensial katode dengan anode. Pada reaksi redoks, katode berarti reduksi dan anode berarti oksidasi. Jadi reaksi redoks berlangsung spontan jika potensial spesi yang terduksi dukurangi dengan potensial spesi dengan spesi yang teroksidasi lebih besar daripana nol.
     Reaksi redoks spontan jika   E red – E oks > 0
Perhatikanlah contoh berikut :
Ditentukan :
Cu2+ (aq)   +   2e   <====>     Cu(s)       Eo = + 0,34 V
Mg2+ (aq)  +  2e    <====>       Mg (s)     Eo =  -2,34 V
Periksalah  apakah reaksi berikut berjalan spontan pada kondisi standar
Cu(s)   +   Mg2+ (aq)       <====>        Cu2+ (aq)   +  Mg (s)
Jawab :
Pada reaksi itu magnesium mengalami reduksi, sedangkan tembaga mengalami oksidasi.
E sel  = Eo red – Eo oks   = -2,34 V – 0,34 V = -2,68 V

Oleh karena Eo sel bertanda negatif, maka reaksi itu tidak dapat spontan pada kondisi standar.
   Jika suatu reaksi redoks tidak spontan, maka reaksi kebalikannya yang berlangsung spontan. yaitu reaski Mg dengan ion Cu menpunyai potensial + 2,68, dapat berlangsung spontan.

E. KOROSI.
Korosi terjadi akibat proses elektrokimia.

     Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menhasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebbut dengan perkaratan.
    Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen diudara mengalami reduksi. Karat logam pada umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3. xH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat merah. Besi merupakan logam mudah berkarat. Mudah tidaknya logam berkarat berkaitan dengan keaktifan logam itu. Makin aktif logam (makin negatif harga potensial relektrodenya), makin mudah berkarat. Akan tetapi beberapa logam seperti seng dan alumunium, yang sebenarnya lebih aktif daripada besi ternyata tahan karat (lebih awet). Hal ini disebabkan  karena karat logam itu melekat kuat pada permukaanya sehingga melindungi laogam tiu dari perkaratan yang bekelanjutan. Lain halnya dengan karat besi yang sangat bepori dan selalu mengelupas, sehingga permukaannya selalu terbuka dan terus berkarat sampai besi itu habis. Logam-logam mulia mempunyai potyensial elektrode yang bertanda positif, berarti sukar teroksidasi dan sukar berkarat.


1. Korosi besi
    Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Oleh karena itu, besi yang di salut dengan oli  (seperti mesin kendaraan bermotor) tidak akan berkarat sebab terhindar kontak dengan air. Demikian juga besi yang disimpan dalam udara kering akan lebih awet dibandingkan dengan yang diletakkan di udara lembab. Faktor-faktor lain yang mempercepat korosi adalah tingkat keasaman, kontak dengan elektrolit, adanya pengotor atau kontak denngan logamlain yang kurang reaktif, serta keadaan logam itu sendiri (kerapatan, atau kasar/halus permukaan). Di daerah industri, udara banyak mengandung oksida asam seperti CO2  dan SO2, akibatnya besi lebih cepat berkarat. Pengotor atau kontak dengan logam lain yang berbeda potensialnya akan mendorong berlangsungnya reaksi redoks. Sedangkan elektrolit dapat memberi pengaruh seperti peranan jembatan garam pada sel volta.
   Korosi besi merupakan proses elektrokimia. Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai anode, tempat terjadinya oksidasi besi.
Fe (s)  <===>   Fe2+ (aq)   +   2e    Eo  =  + 0,44 V
Elektron yang dibebaskan di anode itu dialirkan pada bagian lain dari besi yang berlaku sebagai katode, tempat oksigen tereduksi.
O2 (g)   +   2H2O (l)   +   4e    <=====>        4OH- (aq)       Eo  =  +0,40V
Atau
O2 (g)   +   4H+ (aq)   + 4e    <=====>    2H2O (l)                Eo  = +1,23 V
Ion besi (II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksidasi terhidrasi Fe2O3.xH2O, yaitu karat besi. Mengnai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai katode tergantung  pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu. m Untuk mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi korosi besi seta cara-cara pencegahannya harus dilakukan percobaan.


2. Cara-cara Mencegah Korosi.

   Kerugian yang disebabkan oleh besi, seperti keroposnya jembatan dan berbagai macam konstruksi bangunan lain mencapai milyaran rupiah setiap tahun. Olehkarena itu pencegahan korosi  yang kesemuanya di dasarkan pada dua prinsip berikut :

a. Mencegah kontak dengan oksigen dengan oksigen dan atau air.
    Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Apabila salah satu dari dua unsur itu tidak terdapat maka korosi tidak akan terjadi. Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan cat atau logam lain yang tahan korosi. Jadi cat mempunyai fungsi sebagai pelindung selain fungsi dekoratif. Akan tetapi cat hanya melindungi besi selama lapisan itu utuh. Jika sudah retak / pecah, maka korosi akan berlangsung. Demikian juga halnya jika besi dilapisi dengan logam lain yang kurang aktif daripada besi (mempunyai potensial elektrode lebih positif), seperti timah dan tembaga. Bahkan logam pelapis ini akan mempercepat korosi besi jika lapisan sudah rusak. Besi yang dilapisi dengan logam lain yang potensial elektrodenya lebih positif akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai anode. Jadi logam pelapis itu akan mendorong oksidasi (perkaratan) besi lihat gambar diatas. Prinsip ini digunakan pada pembuatan kaleng. Kaleng adalah besi yang dilapisi  dengan timah. Timah akan mempercepat korosi pada kaleng-kaleng bekas sehingga lebih cepat hancur.
     Berbeda halnya jika besi dilapisi dengan logam lain yang elbih aktif daripada besi (mempunyai potensial elektrode lebih negatif), seperti seng dan krom. Dalam hal ini  masih tetap terlindung selama logam pelapis masih ada walaupun lapisannya telah rusak/robek karena suatu efek yang disebut perlindung karode, yaitu prinsip yang kedua berikut ini. Pelapisan besi dengan seng disebut galvanisasi.


b. Memberi Perlindungan Katode atau Pengorbanan Katode.
   Besi yang dilapisi atau dihubuungkan dengan logam lain yang lebih aktif (mempunyai potensial elektrode lebih negatif ) membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode (lihat gambar diatas). Dengan demikian yang akan teroksidasi adalah logam lain itu (anode) seddangkan besi hanya berfungsi sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Jadi besi terlindungi karena dijadikan untuk melindungi pipa bawah tanah. Pada tempat-tempat tertentu pipa itu dihubungkan dengan logam magnesium. Magnesium akan teroksidasi sehingga perlu diganti secara berkala.


Pelajari materi terkait :
  1. BEBERAPA SEL VOLTA KOMERSIAL
  2. ELEKTROLISIS
  3. HUKUM-HUKUM FARADAY
  4. REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
  5. REAKSI REDOKS SPONTAN
  6. SEL ELEKTROKIMIA
  7. soal reaksi redoks dan elektrokimia

Rabu, 10 Desember 2014

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA


3. Beberapa Sel Volta Komersial
a. Aki
    Aki adalah jenis baterai yang benyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan dapat diisi kembali..
    Sel aki terdiri atas anode Pb (timbal = timah hitam) dan katode PbO2 (timbal dioksida), keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat, sehingga tidak perlu memisahkan anode dan katode dan demikian tidak diperlukan jembatan garam. Tang perlu dijaga, jangan sampai kedua elektrode tersebut bersentuhan.
Reaksi pengosongan aki :
Anode   :   Pb (s)   +   HSO4- (aq)   ---->  PbSO4(s)   +  H+   + 2e
Katode  :    PbO2   +   HSO4- (aq)  +  2H+  ------>  2PbSO4 (s)   +   2H2SO4(l)                             +

                 Pb(s)  +  PbO2(s)   +  2HSO4-(aq)   +   2H+(aq)   ------>      2PbSO4 (s)   +   2H2O (l)

Tiap sel aki mempunyai beda potensial kurang lebih 2 C : aki 12 V terdiri atas 6 sel yang dihubungkan dengan seri. Dua hal yang perlu diperhatikan dari reaksi pengosongan aki :

1). Anode dan katode berubah menjadi zat yang sama, yaitu PbSO4. Apabila permukaan dua elektrodda sudah ditutupi zat yang sama yaitu PbSO4, berarti tidak lagi terdapat selisih potensial, aki diisi kembali.
2). Selama reaksi pengosongan aki berlangsung, H2SO4 berkurang dan rapatan larutan berkurang. Dalam praktek, rapatan larutan digunakan sebagai patokan untuk pengisian kembali aki. Aki yang baru diisi , mengandung larutan dengan rapatan sekitar 1,25 sampai 1,30 g/mL. Apabila rapatan larutan turun sampai 1,20 g/mL, aki sudah perlu diisi kembali. Rapatan larutan dapat ditentukan dengan suatu alat yang disebut hidrometer.

    Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektroda. Pada pengosongan aki, elektrode dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus, sehingga PbSO4 yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu, PbSO4 yang terdapat pada elektrode PbO2 mengalami oksidasi membentuk PbO2.

    Reaksi pengisian aki adalah sebagai berikut:
Elektrode Pb ( sebagai katode ) :
PbSO4 (s)   +   H+ (aq)  + 2e        Pb (s)   +   HSO4- (aq)
Elektrode PbO2 (sebagai anode ) :
PbSO4 (s)   +   2H2O (l)      PbO2 (s)   +   HSO4-(aq)   +   3H+ (aq)   +  2e           +
2PbSO4 (s)   +   2H2O (l)    Pb (s)   +  PbO2 (s)   +   2HSO4- (aq)   +   2H+ (aq)

b. Baterai Kering ( sel Leclanche)
     Baterai kering ditemukan oleh Leclanche yang mendapatkan hak paten atas penemuan itu pada tahun 1866. Sel Leclanche terdiri atas suatu silender seng yang berisi pasta dari campuran batu kawi ( MnO2), salmiak (NH4Cl), karbon (C) dan sedikit air. seng berfungsi sebagai anode sedangkan katode inert yaitu grafit, yang dicelupkan ditengah-tengah pasta. Pasta itu sendiri berfungsi sebagai oksidator. Reaksi-reaksi yang terjadi alam baterai kering sebenarnya lebih rumit -, tetapi pada garis besarnya adalah sebagai berikut :

Anode   :  Zn (s)   ---->    Zn2+ (aq)   +   2e
Katode  :   2MnO2 (s)  +  2NH4+ (aq)  +  2e   ---->     Mn2O3 (s)  +  2NH3 (aq)   +  H2O (l)     +
               Zn (s)  +  2NH4+ (aq)  +  2e     ---->     Zn2+  +  Mn2O3 (s)  +  2NH3 (aq)   +  H2O (l)

Zn 2+ yang terbentuk mengikat NH3 membentuk ion Zn(NH3)4 2+
   Zn2+ (aq)   +  4NH3 (aq)    ---->     Zn(NH3)4 2+ (aq)           
    Potensial satu sel baterai adalah 1,5 volt. Sel leclanche tidak dapat diisi kembali. Baterei kering jemis alkaline pada dasarnya sama dengan sel Leclanche tetapi bersifat basa karena menggunakan KOH menggantikan NH3Cl dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Anode    :    Zn (s)   +   2OH- (aq)    ------>   Zn(OH)2 (s)   +  2e
Katode  :   2MnO2 (s)   +  2H2O (l)   + 2e   ---->   2 MnO(OH) (s)   +   2OH- (aq)
Potensial baterai Alkaline adalah sama engan baterai lainnya yaitu 1,5 volt, tetapi dapat bertahan lebih lama.

c. Baterai Nikel- Kadmium
      Baterai Nikel Kadmium (NiCd) pertama kali ditemukan di Swedia, oleh Waldmar Jungner pada tahun 1899. Namun baru diproduksi secara masal pada tahun 1960an. Baterai jenis ini memiliki tegangan sel sebesar 1,2 Volt dengan kerapatan energi dua kali lipat dari baterai asam timbal. Baterai NiCd termasuk golongan baterai yang dapat diisi ulang (rechargeable battery).
       Baterai NiCd menggunakan nikel untuk elektroda positif dan kadmium untuk negative. Baterai nikel kadmium memiliki nilai hambatan intenal yang kecil dan memungkinkan untuk di charge dan discharge dengan rate yang tinggi. Umumnya baterai jenis ini memiliki waktu siklus hingga lebih dari 500 siklus. Salah satu kekurangan baterai jenis nikel kadmium adalah adanya efek ingatan (memory effect) yang berarti bahwa baterai dapat mengingat jumlah energi yang dilepaskan pada saat discharge sebelumnya.  Efek ingatan disebabkan oleh perubahan yang terjadi pada struktur kristal elektrode ketika baterai nikel kadmium diisi muatan listrik kembali sebelum seluruh energi listrik yang terdapat pada baterai nikel kadmiun dikeluarkan/digunakan. Selain itu, baterai nikel kadmium juga sangat sensitif terhadap kelebihan pengisian, sehingga perlu perhatian khusus pada saat pengisian muatan listrik pada baterai. Dengan kata lain, pengisian ulang harus dilakukan pada saat daya baterai benar-benar habis. Karena baterai NiCD memiliki memory effect, semakin lama kapasitasnya akan menurun jika pengisian belum benar-benar kosong.
            Cadmium memiliki energi potensial reduksi standar  sebesar -0.40 V, sedangkan energi potensial standar Nikel  sebesar -0.25 V. Oleh karena Nikel lebih besar (lebih mendekati positif, yang berarti kecenderungan mengalami reduksi lebih besar), maka dalam sistem baterai NiCd, yang menggunakan Nikel dan Cadmium sebagai elektroda, elektroda Nikel akan mengalami reduksi (di sebut sebagai katoda), sedangkan elektroda Cadmium mengalami oksidasi (disebut sebagai anoda), selama reaksi spontan yang menghasilkan listrik (discharge). Selanjutnya, elektroda Nikel akan disebut sebagai elektroda positif, sementara elektroda Cadmium disebut sebagai elektroda negatif. Reaksi kimia yang berlangsung di dalam baterai NiCd melibatkan air dan zat elektrolit KOH, serta bersifat dapat balik (reversible). Oleh karena itu, baterai dapat ‘diisi ulang’ ataurechargeable, dengan membalik reaksi yang semula mengubah energi kimia menjadi energi listrik, kepada reaksi balikan yakni, mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Pada reaksi balikan, elektroda yang semula mengalami reduksi akan mengalami oksidasi, begitupun sebaliknya untuk elektroda yang semua mengalami oksidasi akan mengalami reduksi. Sehingga, katoda dan anoda berubah pada reaksi kebalikan.
       Selama penggunaan baterai sebagai sumber energi listrik bagi berbagai alat elektronik, baterai NiCd melakukan reaksi kimia. Adapun prinsip Elektrokimia yang bekerja adalah bahwa pada baterai terjadi reaksi oksidasi dan reduksi yang menyebabkan pergerakan elektron, sehingga dihasilkan arus listrik. Berikut ini adalah reaksi kimia yang terjadi selama penggunaan baterai (discharge) 
(sumber http://tugas12ipa1.blogspot.com/2013/10/baterai-nikel-kadmium.html)

        Baterai nikel kadmium adalah beterai kering yang dapat diisi kembali. Reaksi selnya sebagai berikut :
Anode     :   Cd (s)   +   2OH- (aq) ---->   Cd(OH)2 (s)   + 2e
Katode   :   NiO2 (s)   +  2H2O (l)  +  2e  ---->    Cd(OH)2 (s)   +  Ni(OH)2 (s)      +
              Cd (s)   +   NiO (s)  +  2H2O (l)   -----> Cd (OH)2(s)   +   Ni(OH)2 (s)
   Perhatikan, sama seperti aki, hasil-hasil reaksi pada beterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah menjadi zat-zat sumula.


d. Baterai perak oksida

    Baterei perak oksida adalah beterai kecil yang banyak digunakan pada arloji, kalkulator, dan berbagai jenis alat elektronik lainnya. Baterai perak oksida terdiri atas Zn sebagai anode, Ag2O sebagai katode dan KOH bentuk pasta sebagai elektrolit. Potensial sel adalah 1,5 volt dan dapat bertahan untuk waktu yang cukup lama. Reaksi elektrodenya adalah sebagai berikut :
Anode  :     Zn(s)   +   2OH- (aq)     Zn(OH)2 (s)   +  2e
Katode   :   Ag2O (s)   +   H2O (l)   + 2e      2Ag(s)   +  2OH- (aq)



e. Baterai Lithium Ion:


Lithium ion merupakan jenis baterai yang dpat diisi ulang (rechargeable) yang paling bertenaga dan populer saat ini. Beberapa tahun silam beterai ini kerap menjadi bahan berita karena sewaktu-waktu bisa meledak dan terbakar. Berikut kelebihan dan kekurangan baterai ion Lihtium :
Kelebihan baterai ion lithium :
  -    Lebih ringan. Elektrode baterai lithium ion terbuat dari lithium ringan dan karbon. Lithium adalah elemen yang sangat reaktif, artinya benyak energi yang bisa disimpan dalam ikatan atomnya.
  -     Lebih bertenaga. Satu kilogram lithium ion bisa menampung 150 watt jam, sementara satu kilogram baterai NiMH (nikel-methal hydride) hanya bisa menampung 100 watt-jam
 -     Lebih awet. Baterai ini bisa menangani ratusan siklus isi
 -    Tidak ada efek memory, itu artinya tidak menunggu batrei benar-benar kosong untuk melakukan pengisian ulang.
 -      Lebih kuat, sebuah baterai ion lithium hanya kehilangan 5% isinya tiap bulan.

Kekurangan :
 -    Baterai ion lithium mulai terde gradasi sejak meninggalkan pabrik. Baterai ini hanya kuat bertahan sampai dua atau tiga tahun, sejak tanggal pengaktifan, tidak peduli apakah digunakan atau tidak.
-     Baterai ini sangat sensitif terhadap suhu tinggi.
 -    Usia baterai akan tamat bila mengunakannya benar-benar kosong.
  (sumber http://permadi-suryo-a.blog.ugm.ac.id/2012/12/18/lithium-ion-and-nickel-cadmium-battery/)

Cara Kerja :
Pada anode Litium menerima elektron dari katode, dan menghasilkan potensial reduksi sebesar -3,05 volt. Oleh karena kenegatifannya inilah, litium dimanfaatkan sebagai anode. Kemudian direaksikan dengan Mangan Oksida yang berpotensial reduksi +0,35 volt. Agar reaksi terjadi secara spontan, mangan oksida ditempatkan sebagai katode. Terjadilah proses antara anoda dan katoda akan mengalir arus, yaitu dari kutub positif (anoda) ke kutub negatif (katoda). Sedangkan elektron akan mengalir dari katoda menuju anoda. Proses ini adalah proses yang terjadi pada sel volta, dimana reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik.
Reaksi:
(Anode (–) :           Li    ----->        Li+ + e                                          Eo        = 3,05 V
( Katode (+) :         MnO2 +       + Li+ + e    --->      Li MnO2      +     Eo        = 0,35 V

Reaksi Sel     :           Li  + MnO2     ----->       Li MnO2                      E sel   = 3,40 V
(http://21rhapsody.blogspot.com/2013/05/prinsip-kerja-baterai-lithium-dalam.html)

f. Sel bahan bakar
   Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar biasa, seperti campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Fuel Cell atau sel bahan bakar adalah sebuah device elektrokimia yang mengubah energi kimia ke energi listrik secara kontinu. Pada sebuah baterai biasa , energi kimia yang diubah oleh sebuah sel adalah tetap. Jika bahan bakar (fuel) dan oksidan di baterai telah habis , maka baterai tersebut harus di ganti atau di isi ulang (charge) . Perbedaan mendasar sebuah sel bahan bakar dengan baterai biasa ditentukan dengan supply bahan bakar (oksidan) ke dalam sel . Pada sel bahan bakar , energi dipasok terus menerus , hal ini tidak ubahnya dengan sebuah mesin yang memerlukan bahan bakar untuk mengubah dari energi kimia menjadi energi mekanik. Sedangkan pada sel bahan bakar , energi yang dihasilkan langsung menjadi energi listrik. 
     Sifat Sifat Sel Bahan Bakar Secara Umum. Sel bahan bakar ini di klasifikasikan sebagai pembangkit tenaga (power generator) sebab sel bahan bakar ini dapat beroperasi secara kontinu atau selama ada pasokan bahan bakar (fuel) dan oksidan. Karakteristik umum suatu sel bahan bakar adalah sebagai berikut : a. Sangat efisien (>85%)    
b. Modular (dapat ditempatkan dimana di perlukan ) 
c. Ramah lingkungan (tidak berisik, emisinya rendah)
d. Panas yang terbuang dapat di recovey
e. Bahan bakarnya flexible 
f. Cocok untuk keperluan unattended operation.
      (sumber http://www.alpensteel.com/article/120-109-energi-fuel-cell--sel-bahan-bakar/2626-fuel-cell-sistem-matisnya-sel-bahan-bakar)

Sel bahan bakar sedikit berbeda dari sel volta atau aki karena pada sel bahan bakar ini pereaksi yng terus menerus. Gambar dibawah ini memperlihatkan susunan  sel bahan bakar yang menggunakan campuran hidrogen dan oksigen. Pada katode dialirkan gas oksigen melalui suatu bahan berpori yang mengkatalis reaksi.
 O2 (g)   +   2H2O(l)   +   4e  ----->  4OH- (aq)
Pada anode dialirkan gas hidrogen yang bereaksi sebagai berikut :
2 H2 (g)   +   4OH- (aq)   ---->  4H2O (l)   +   4e
Reaksi totalnya adalah:
2H2 (g)   +   O2 (g)   ---->   H2O (l)
Sel bahan bakar ini digunakan untuk sumber listrik pada pesawat ruang angkasa.

Pelajari materi terkait :
  1. BEBERAPA SEL VOLTA KOMERSIAL
  2. ELEKTROLISIS
  3. HUKUM-HUKUM FARADAY
  4. REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
  5. REAKSI REDOKS SPONTAN
  6. SEL ELEKTROKIMIA
  7. soal reaksi redoks dan elektrokimia

Selasa, 09 Desember 2014

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS

B. SEL ELEKTROKIMIA
    Dalam sel elektrokimia reaksi redoks spontan menghasilkan listrik.
     Apabila logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga dan sedikit demi sedikit logam seng itu larut. Reaksi yang terjadi adalah reduksi ion tembaga (II) dan oksidasi seng.
Zn (s)   +   Cu2+  (aq)  ----->      Zn 2+ (aq)   +   Cu (s)

Reaksi pada percobaan pertama merupakan contoh reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang berlangsung serta merta. Reaksi ini disertai pembebasan energi berupa panas yang ditandai dengan naiknya suhu larutan. 
  Reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber listrik. Perlu diingat bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Tiap elektron membawa arus listrik sebesar1,6 x 10-19 coulomb dengan reaksi redoks. Kita telah mengetahui bahwa pada reaksi redoks terjadi pemindahan elektron dari reduktor ke oksidator. Pada contoh diatas, elektron berpindah dari Zn ke Cu2+  . Ion-ion  Cu2+ datang ke permukaan logam Zn, meyerap dua elektron lalu mengendap. Sementara itu, atom-atom Zn, setelah melepaskan dua elektron larut sebagai ion  Zn2+ . Dalam hal seperti itu, tidak ada arus listrik karena elektron berpindah secara langsung dari atom Zn ke ion Cu2+  . Supaya menghasilkan listrik, maka logam seng dan ion Zn2+  dipisahkan seperti pada gambar kedua di atas. Rangkaian seperti itu disebut Sel Volta
    Logam seng dicelupkan pada larutan yang mengandung ion Zn2+  ( larutan garam seng) sementara sepotong logam tembaga dicelupkan pada larutan ion Cu2+  (larutan garam tembaga II). Logam seng akan larut melepas elektron.
Zn (s)  ----->    Zn2+ (aq)   +  2e
Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam seng itu. Elektron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar. Ion Cu2+  akan mengambil elektron dari logam tembaga kemudian mengendap.
 Cu2+(aq)   + 2e  ----->    Cu (s).

Dengan demikian rangkaian tersebut dapat menghasilkan aliran elektron (listrik). Akan tetapi bersamaan dengan melarutnya logam seng, larutan dalam labu A menjadi bermuatan positif. Hal ini akan menghambat pelarutan logam seng selanjutnya. Sementara itu larutan labu B akan bermuatan negatif seiring dengan mengendapnya ion  Cu2+  . Hal ini akan menahan pengendapan ion Cu2+  . Jadi aliran elektron yang disebut diatas tidak akan berkelanjutan. Untuk menetralkan muatan listriknya kedua labu A dan B dihubungkan dengan suatu jembatan garam, yaitu larutan garam (seperti NaCl dan KNO3) dalam agar-agar. Ion negatif dari jembatan garamakan bergerak ke labu A untuk menetralkan ion  Zn2+ . Sedangkan ion-ion positifnya akan bergerak ke labu B, untuk menetralkan ion-ion SO42- .  Pada kenyataannya tidak ada arus listrik yang dapat diukur tanpa kehadiran jembatan garam tersebut. Jembatan garam melengkapi rangkaian tersebut menjadi suatu rangkaian tertutup.
   Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian sel elektrokimia di atas disebut elektroda. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron, maka anode adalah kutub positif. Pada sel elektrokimia di atas anode adalah logam seng dan katode adalah logam tembaga.
   Selanjutnya, telah disepakati suatu cara menyatakan sel elektrokimia. Anode selalu digambarkan di sebelah kiri dan kotode disebelah kanan. Notasi sel kimia di atas dituliskan sebagai berikut :
     Zn  |  Zn2+   ǁ  Cu2+   |  Cu 
Notasi tersebut menyatakan bahwa di anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+   , sedangkan di katode terjadi reduksi Cu2+ menjadi Cu. Dua garis sejajar (ǁ) yang memisahkan anode dan katode adalah jembatan garam.

C. POTENSIAL ELEKTRODE DAN POTENSIAL SEL
Perbedaan potensial antara kedua elektrode dalam sel elektrokimia memberikan harga potensial sel.
    Pada rangkaian sel volta elektron mengalir dari elektride Zn ke elektrode Cu, sebaliknya. Kenyataan ini menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasi (lebih mudah melepaskan elektron) dari pada Cu, sebaliknya Cu2+  lebih mudah terduksi (lebih mudah menyerap elektron ) daripada ion Zn2+  . Jadi, elektrode Zn lebih negatif daripada elektrode Cu.
   perbedaan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode Zn dan Elektrode Cu. Perbedaan rapatan muatan itu menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu yang mendorong elektron mengalir. Selisih potensial itu disebut potensial sel dan diberi lambang Esel  . potensial sel disebut juga gaya gerak listrik (ggl = emf atau elektromotive force).
   Apabila konsentrasi potensial ion Cu2+   dan Zn2+   masing-masing 1 M, maka sel volta pada gambar diatas mempunyai potensial sel yang diukur pada 25 derajat C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan 1 atm disebut Potensial sel standar dan diberi lambangEo sel    .

1. Potensial Elektroda.
    Pengukuran potensial sel dapat digunakan untuk membandingkan kecenderungan logam-logam atau spesi lain untuk memngalami oksidasi dan reduksi. Misalnya jika pada elektroda Zn/Zn2+pada Gambar di bawah ini diganti dengan elektrode Ag/Agternyata elektron mengalir dari elektrode Cu ke elektode Ag menghasilkan potensial sel standar ( Eo sel  ) = 0,45 volt. Jadi tembaga lebih mudah teroksidasi daripada perak. Berdasarkan data diatas urutan kecenderungan terosidasi dari logam-logam Zn, Cu, dan Ag adalah  Zn> Cu > Ag.
Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu elektrode ditetapkan suatu elektrode pembanding, yaitu elektrode hidrogen (lihat gambar diatas). Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen yang dialirkan ke dalam larutan asam (H+) melalui logam innert yaitu platina. Dalam susunan ini gas hidrogen diaadsorbsi oleh permukaan logam platina, sehingga bukan logam platina lagi yang kontak dengan larutan asam melainkan hidrogen. Potensial yang dihasilkan oleh suatu elektrode ( M ) dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode.itu dapat dinyatakan dengan lambang E. Apabila pengukuran dilakukan dalam keadaan standar, yaitu pada suhu 25 derajat C dan konsentrasi ion-ion 1 M dan tekanan gas 1 M disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang Eo  . Harga potensial elektrode standar ( Eo  ) dari berbagai elektrode terlampir pada tabel di bawah ini


   Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan dengan elektrode hidrogen pempunyai elektrode yang bertanda positif (diberi tanda positif), sedangkan elektrode yang sukar mengalami reduksi diberi tanda negatif. Pada daftar potensial standar dapat diamati bahwa elektrode yang mempunyai Eo bertanda negatif di tempatkan di atas elektrode hidrogen, sedangkan yang bertanda positif di bawahnya. Jadi dari atas ke bawah menunjukkan urutan kecenderungan untk mengalami reduksi; makin ke bawah makin mudah mengalami reduksi, sebaliknya makin ke atas makin mudah mengalami oksidasi.
   Menurut kesepakan (konvensi), potensial elektrode dikaitkan denngan reaksi reduksi. Jadi, potensial elektrode sama dengan potensial reduksi. Adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan

Contoh :
Ditentukan potensial elektrode Mg/Mg 2+ = -2,34 volt, berarti potensial reduksi ion Mg = -2,34 volt, sedangkan potensial oksidasi Mg manjadi Mg 2+ = + 2,34 volt
Mg 2+   + 2e    ---->    Mg (s)      Eo = -2,34 V
Mg (s)    ---->      Mg2+  + 2e    Eo = +2,34 V

2. Potensial Sel
Potensial sel volta ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel volta dapat juga dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif ( katode) dan potensial elektrode negatif (anode)
Eo sel  =  Eo (+)   -  Eo (-)
E°sel = E°katode – E°anode
E°sel = E°reduksi – E°oksidasi
Katode adalah eletrode yang mempunyai harga Eo lebih besar (lebih negatif).
Perhatikan contoh soal berikut !
Suatu sel volta terdiri atas elektrode Cu dalam larutan CuSO4 dan elektrode hidogen standar. Voltmeter menunjukkan angka 0,34. Tentukan harga potensial elektrode Cu!
Jawab:
Reduksi : Cu2+(aq) + 2 e    ---->  Cu(s)
Oksidasi : H2(g)    ---->   2 H+(aq) + 2 e–
E°sel   =    E°katode – E°anode
E°sel   =    E° Cu2+/Cu – E° H2/H+
0,34    =    E° Cu2+/Cu – 0
E° Cu2+/Cu    = 0,34 volt

3. Beberapa Sel Volta Potensial
D. REAKSI REDOKS SPONTAN
E. KOROSI
F. ELEKTROLISIS
   Hukum-Hukum Faraday


Subscribe to RSS Feed Follow me on Twitter!