Pengertian Elektrokimia Terlengkap dan Contohnya

Elektrokimia adalah cabang dari ilmu yang kimia yang berhubungan dengan energi listrik. Proses elektrokimia merupakan reaksi reduksi oksidasi seperti yang dijelaskan diatas. Elektrokimia terdiri dari sel volta dan sel elektrolisis. Sel volta merupakan reaksi redoks spontan yang menghasilkan listrik. Sel elektrolisis adalah reaksi redoks tidak spontan karena energi listrik diubah menjadi reaksi redoks.

Sel volta/sel galvanik 

Reaksi redoks spontan yang menghasilkan energi listrik ini disebut sel volta atau sel sel galvanik, diambil dari nama ilmuwan Italia Luigi Galvani dan Alessandro Volta, yang membuat sel ini untuk pertama kali. Reaksi redoks dapat menghasilkan listrik sebab pada reaksi redoks terjadi pemindahan elektron dari reduktor ke oksidator. Hal ini dapat diterangkan dengan gambar sel volta berikut:

Zink (Zn) mengalami oksidasi sehingga Zn melepaskan 2 elektronnya, tembaga (Cu) mengalami reduksi (pengikatan elektron) dengan demikian elektron yang dihasilkan oleh Zn diikat oleh Cu. Logam seng dan tembaga dimana terjadi reaksi redoks tersebut disebut elektode/elektroda. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode/anoda, sedangkan tempat terjadinya reduksi  disebut  katode/katoda. Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode kutub positif. Selanjutnya ada kesepakatan untuk menuliskan notasi sel/lambang /diagram sel elektrokimia sebagai berikut:

ZnIZn2+II Cu2+ICu

Anoda      Katode

I : menyatakan perubahan zat pada anoda  Zn mengalami oksidasi menjadi Zn2+  pada katoda Cu2+ menjadi Cu

II: menyatakan jembatan garam.

1. Potensial Elektroda

            Jika suatu logam kita celupkan dalam air maka akan timbul beda potensial antara batang logam dan air yang kita sebut potensial elektroda. Setiap logam memiliki potensial elektroda yang berbeda-beda. Jika dua sistem elektroda dihubungkan akan terjadi arus listrik karena terjadi perpindahan elektron dari anoda menuju katoda.

Dalam menentukan besarnya potensial elektroda tunggal secara langsung sangat sulit. Diperlukan elektroda pembanding yang memiliki harga potensial elektroda nol, sehingga harga potensial elektrode yang lain dapat ditentukan dengan voltmeter. Elektroda pembanding yang digunakan untuk menghitung besarnya potensial elektroda logam adalah elektroda Hidrogen. Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektroda dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode itu dan diberi lambang E. Apabila diukur pada keadaan standar (250 C, dengan konsentrasi 1 M dan tekanan gas 1atm), disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang E0 .

2 H+ (1 M) + 2 e                H2(g) (1 atm)                      E0 = 0 volt

Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif, sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi dibandingkan terhadap elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda negatif. Menurut kesepakatan potensial elektrode dikaitkan dengan reaksi reduksi. Jadi potensial elektrode sama dengan potensial reduksinya. Harga E0 tidak mengalami perubahan apabila reaksi tersebut diubah arahnya karena  potensial merupakan sifat intrinsik.

1. Potensial Sel

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter /potensiometer dan  dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif (katode) dan potensial elektrode negatif (anode).

E0sel  =  E0(+) –   E0(-)

Suatu susunan sel dapat (berlangsung) menghasilkan energi listrik atau tidak tergantung susunan yang kita buat. Suatu sel dapat berlangsung apabila harga potensial selnya bernilai positif. Cara menentukan susunan sel volta dengan melihat harga potensial elektrodanya, apabila potensial elektrodanya positif maka logam tersebut sebagai katoda sedang logam lainnya sebagai anoda.

Contoh soal : tentukan reaksi sel dan potensial elektroda jika diketahui,

harga potensial : Cu2+ + 2e                 Cu   E0 = + 0,34 volt

Ag+ + e                   Ag      E0  = + 0,80 volt

Jawab : karena Ag memiliki harga potensial elektroda lebih positif, maka Ag sebagai katoda mengalami reaksi reduksi sedangkan Cu sebagai anoda.

Katoda            : Ag+ + e                 Ag                        )x2E0  = + 0,80 volt

Anoda             : Cu                       Cu2+ + 2e    )x1E0 = + 0,34 volt

2Ag+ + Cu                 Cu2+ + 2 Ag E0sel = 0,46 volt

E0sel  =  E0(+) –   E0(-)

= 0,80 volt – 0,34volt

= 0,46 volt

Latihan Soal

1. Diketahui potensial elektroda :

Mg2+ +  2e               Mg    E0 = – 2,37 volt

Zn2+ +  2e               Zn      E0 = – 0,76 volt

Li+ +      e               Li                    E0 = – 3,04 volt

Cr3+ +  3e               Cr                   E0 = – 0,74 volt

1. Tuliskan 2 reaksi sel yang dapat berlangsung!
2. Tuliskan notasi/diagram selnya!
3. Diketahui potensial elektroda :

Ba2+  +  2e            Ba              E0 = – 2,90 volt

Mn2+  + 2e            Mn             E0 = -1,18 volt

Cr3+  +  3e             Cr              E0  = – 0,74 volt

Pb2+  + 2e             Pb               E0 = -0,13 volt

Apakah reaksi berikut dapat berlangsung spontan

1. Mn2+ + Pb              Mn +  Pb2+
2. 2 Cr3+ + 3 Ba 3 Ba2+  +  2 Cr

1. Beberapa Sel Volta komersial

            Pada sel volta komersil ada 2 jenis sel, yaitu sel yang dapa diisi ulang yang disebut sebagai sel volta sekunder dan yang tida dapat diisi ulang yaitu sel volta primer.

1. Accumulator(Aki)

Sel aki terdiri atas anoda timbal (Pb) dan katoda timbal dioksida (PbO2) yang dicelupkan kedalam larutan elektrolit H2SO4. kedua eletrode dan hasil reaksinya tidak larut dalam H2SO4sehingga tidak diperlukan adanya jembatan garam.

Reaksi pengosongan aki:

Anode : Pb(s)   +  HSO4–(aq)                                                PbSO4(s)  +  H+(aq)  +  2e

Katode: PbO2(s)  +  HSO4–(aq)  +  3H+(aq)  + 2e                     PbSO4(s) + 2 H2O

Pb(s)   + PbO2(s)  + 2 HSO4–(aq)  + 2H+                  2PbSO4(s) + 2 H2O

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

1. anode dan katode berubah menjadi zat yang sama sehingga tidak ada beda potensial.
2. selama pengosongan aki H2SO4 diikat dan dihasil air, sehingga kadar H2SO4 berkurang.

Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dapat dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode.

Reaksi pengisian aki sebagai berikut:

Anode(PbO2) : PbSO4(s) + 2 H2O(l)                             PbO2(s)  + HSO4–(aq)  +  3H+(aq)  + 2e  

Katode(Pb)     : PbSO4(s)  +  H+(aq)  +  2e                                            Pb(s)   +  HSO4–(aq) 

2PbSO4(s) + 2 H2O                         Pb(s)   + PbO2(s)  + 2 HSO4–(aq)  + 2H+

2. 2. Baterai Kering (Sel Leclanche)

Sel Leclanche terdiri atas suatu silinder seng yang berisi pasta dari batu kawi (MnO2) , salmiak (NH4Cl) Carbon dan sedikit air. Seng berfungsi sebagai anode sedangkan katodenya carbon. Yang dicelupkan ke dalam pasta yang berfungsi sebagai oksidator. Reaksinya secara garis besar dituliskan sebagai berikut:

Anode : Zn(s)                                                         Zn2+(aq)  +   2e

Katode: 2MnO2(s)   +  2 NH4+(aq)  + 2e                       Mn2O3(s)  + 2 NH3(aq)  +  H2O(l)

Zn(s)  + 2MnO2(s)   +  2 NH4+(aq)           Zn2+(aq)  + Mn2O3(s)  + 2 NH3(aq)  +  H2O(l)

Zn2+ yang terbentuk mengikat NH3 membentuk ion Zn (NH3)42+. Reaksinya tidak dapat dibalik sehingga baterai jenis ini tidak dapat diisi ulang.

Baterai kering jenis alkaline pada dasarnya sama dengan baterai kering biasa tapi bersifat basa, karena menggunakan KOH dalam pastanya.

3. Baterai Nikel-Kadmium

Baterai Nikel-Kadmium adalah baterai kering yang dapat diisi kembali. Reaksi selnya:

Anode   :  Cd(s)   +   2 OH–(aq)                        Cd(OH)2(s)   +  2e

Katode  : NiO2(S)  + 2 H2O(l)  + 2e                  Ni(OH)2(s)  +  2 OH–(aq)

Cd(s)   + NiO2(S)  + 2 H2O(l)              Cd(OH)2(s)   +  Ni(OH)2(s)

Hasil-hasil reaksi baterai Nikel-Kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektroda, sehingga dengan membalik arah elektron maka zat tersebut dapat diubah menjadi zat semula.

4. Baterai Litium

Baterai litium merupakan salah satu alat penyimpan energi tercanggih saat ini. Karena selain tahan lama, baterai ini mempunyai kemampuan yang tinggi dalam menyimpan energi dan ramah lingkungan serta dapat diisi ulang. Baterai litium yang digunakan menggunakan bahan dasar polimer. Jenis polimer yang digunakan PEO (polyetilen Oxalate) untuk komposit elektroda dan PVDF (Polyvinyl Diflouride) untuk komposit elektrolitnya.

Karena bahan polimer tersebut mahal, maka di Indonesia lembaran katodanya digantikan dengan Litium Mangan Oxide, lembaran anoda digantikan dengan grafit, sedangkan elektrolitnya digantikan dengan Litium Titanium Alumunium Phospate.

5. 5. Sel Bahan Bakar

Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini akan tetap memberikan energi bila bahan bakarnya diisi terus menerus. Reaksi selnya sebagai berikut:

Anode : 2 H2(g)   +  4 OH–(aq)                 4 H2O(l)  + 4 e

Katode: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e                4 OH–(aq)

2 H2(g)  +  O2(g)                      2 H2O(l)

Sel seperti ini digunakan untuk sumber listrik pada pesawat ruang angkasa. Selain itu hasil dari sel ini dapat digunakan sebagai sumber air di luar angkasa.

d.Korosi

Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari korosi disebut perkaratan. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya berupa oksida atau karbonat. Mudah tidaknya logam berkarat berkaitan dengan keaktifan logam itu, makin aktif logam itu(makin negatif potensial elektrodanya) makin mudah berkarat.

Korosi besi memerlukan air dan oksigen. Faktor yang dapat mempercepat korosi besi antara lain: tingkat keasaman,kontak dengan elektrolit,adanay pengotor atau kontak dengan logam lain yang kurang aktif serta keadaan logam itu senndiri(kerapatan,halus/kasar permukaan logam). Korosi besi merupakan proses elektrokimia. Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai anode,tempat terjadinya oksidasi dan bagian lain dari besi berlaku sebagai katode, reaksinya sebagai berikut:

Anode : Fe(s)                     Fe2+(aq)  +  2e                                 E0 = + 0,44 V

Katode : O2(g)   + 2 H2O(l)  + 4e            4  OH–(aq)                         E0 = + 0,40V

Atau    O2(g)   + 4H+(aq)  + 4e               2 H2O(l)                       E0 = + 1,23V

Ion besi(II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi mambentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa terhidrasi, Fe2O3.xH2O, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana sebagai anode dan katode bergantung pada beberapa faktor, misalnya zat pengotor atau perbedaan rapatan logam itu.

Cara mencegah korosi besi:

1. Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air.

Dapat dilakukan dengan mengecat,melapisi dengan logam yang kurang aktif (timah/tembaga),logam ini akan mempercepat proses korosi besi prinsip ini digunakan dalam pembuatan kaleng agar kaleng cepat hancur. Bila logam ini dilapisi dengan logam yang lebih aktif seperti seng dan krom. Dalam hal ini besi tetap terlindungi selama logam pelapis masih ada. Pelapisan besi dengan seng disebut gulvanisasi.

2. Memberi perlindungan katode atau pengorbanan anode.

Besi yang dilapisi atau dihubungkan dengan logam lain yang lebih aktif membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian yang akan teroksidasi adalah logam lain itu sedangkan besi hanya berfungsi sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Perlindungan katode digunakan untuk melindungi pipa bawah tanah. Logam yang biasa digunakan adalah Mg.

1. ELEKTROLISIS

Elektrolisis menimbulkan reaksi redoks dan banyaknya zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang mengalir dalam sel elektrolisis. Reaksi elektrolisis tergolong reaksi redoks tidak spontan. Reaksi ini dapat berlangsung karena pengaruh energi listrik. Jadi pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

Susunan sel elektrolisis digambarkan sebagai berikut:

1. Reaksi-reaksi elektrolisis

Reaksi di katode bergantung pada jenis kation (kationnya apa?)

1. Kation logam aktif ( golongan I A,IIA, Al dan Mn), maka air yang tereduksi.

2H2O(l)  +  2e                  H2(g)   +  2OH–(aq)

Catatan: Kation logam aktif dalah fase lelehan/leburan dapat mengalami reduksi.

            IA: Li,Na,K,Rb,Cs

            IIA: Be, Mg , Ca, Ba, Ra

1. kation lain mengalami reduksi

2H+(aq)  +  2e              H2(g)

Lx+(aq)  + xe                   L(s)

Reaksi di anode bergantung pada jenis anoda/elektroda dan anion.

1. (Anoda/elektrodanya apa?)

Jika Anoda/elektrodanya inert (Pt, Au,C) maka  yang mengalami oksidasi anionnya,(anionnya apa) dengan melihat jika :

1). Anion merupakan  sisa asam oksi(sisa asam yang mengandung oksigen, SO42-, PO42-, dll), maka air mengalami oksidasi:  2 H2O(l)                 4 H+(aq)  +  O2(g)  + 4e

2). Sisa asam yang lain (Br–, Cl–, I–)  atau OH– teroksidasi

Contoh:            2 Br–(aq)                      Br2(g) + 2e

4OH–(aq)                     2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

1. Jika Anoda/elektrodanya tidak inert ,maka elektroda mengalami oksidasi

L(s)                           Lx+(aq)  +  x e

Fe(s)                  Fe2+(aq)  + 2 e

Contoh:

1.Elektrolisis larutan NaOH dengan elektrode grafit(C)

NaOH            Na+  +  OH–

Reaksi di katoda tergantung pada kationnya, karena Na+ merupakan logam akif golongan IA maka yang mengalami reduksi adalah air,

Katode :  2 H2O(l)  +  2e             H2(g)   +  2 OH–(aq)

Pada reaksi di anoda pertama kita lihat anoda/elektrode. C merupakan elektroda aktif selanjutnya kita lihat anionnya OH–, bukan asam oksi sehingga OH– sendiri yang mengalami oksidasi.

Anode : 4OH–(aq)                     2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

Kedua reaksi diatas selanjutnya kita jumlahkan

Katode :  2 H2O(l)  +  2e             H2(g)   +  2 OH–(aq)

Anode : 4OH–(aq)                     2 H2O(l) + O2(g)  + 4e

2 H2O(l)                  2 H2(g)   +  O2(g) 

2.Elektrolisis larutan ZnSO4 dengan elektrode tembaga

ZnSO4                  Zn2+ + SO42-

Reaksi di katoda tergantung pada kationnya, Zn2+ bukan logam aktif (IA, IIA), maka Zn2+ dapat mengalami reduksi.

Katode : Zn2+ + 2e                    Zn

Pada reaksi di anoda pertama kita lihat anoda/elektrode. Tembaga bukan termasuk elektroda inert, maka tembaga mengalami oksidasi.

Anode : Cu                    Cu2+  + 2e

Kedua reaksi diatas selanjutnya kita jumlahkan

Katode : Zn2+ + 2e                    Zn

Anode : Cu                    Cu2+  + 2e

Zn2+ + Cu              Zn + Cu2+

LATIHAN SOAL

Tuliskan reaksi elektrolisis larutan berikut:

1. larutan AgNO3 dengan elektroda grafit
2. Larutan Ba(OH)2 dengan elektroda Zn
3. Larutan HBr dengan elektroda platina
4. Lelehan BaCl2 dengan elektroda grafit
5. Larutan Na2SO4 dengan elektroda grafit

2.Hukum-hukum Faraday

Pada tahun 1831-1832, Michael Faraday dari Inggris, menentukan hubungan kuantitif antara massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis dengan jumlah listrik yang digunakan. Penemuan itu menyimpulkan  2 hukum sebagai berikut:

1.Hukum Faraday 1

“massa zat yang dihasilkan di elektroda berbanding lurus dengan jumlah arus listrik yang melalui elektrolisis”

W= e.F = e . i. T

                           96.500

2.Hukum Faraday 2

“jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka zat yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat itu dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam reaksi elektrolisis”

W1  =  W2  = …. = Wn

            e1              e2              en

dengan: W = jumlah zat yang dihasilkan (gram)

e = berat ekivalen

e = Ar______________________

Perubahan bilangan oksidasi

F = arus listrik (Faraday)

Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb (tepatnya 96.487 coulomb).    Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini disebut satu faraday (1 F)

1 faraday = 1 mol elektron = 96500 coulomb/mol elektron

i   = arus listrik (ampere

t   = waktu reaksi (detik)

3.Penggunaan elektrolisis dalam industri

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 NaCl dengan reaksi sebagai berikut:

NaCl(aq)                  Na+(aq)  +  Cl–(aq)

Katode: 2 H2O(l)  + 2e                 2 OH–(aq) + H2(g)

Anode:  2Cl–(aq)                    Cl2(g) + 2e

2 H2O(l)  + 2Cl–(aq)           2 OH–(aq) + H2(g) + Cl2(g)

reaksi rumusnya : 2 H2O(l)  + 2 NaCl(aq)               2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

b.Pemurnian logam

Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni,sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Tembaga dimurnikan secara elektrolisis, tembaga kotor di anode dan tembaga murni di katodenya. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4.

CuSO4(aq)                               Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katode: Cu2+(aq) + 2e                        Cu(s)

Anode: Cu(s)                         Cu2+(aq) + 2e

Cu(s) dianode                     Cu(s) dikatode

c.Pelapisan (electroplating)

Pelapisan dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan barang tersebut. Misalnya saja pelapisan body mobil atau motor,pelapisan perhiasan dan pelapisan perabot rumah tangga. Pada pelapisan logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan anodenya adalah logam yang digunakan untuk menyepuh, larutan elektrolitnya adalah garam dari logam penyepuh. Contoh: pelapisan sendok dengan logam perak, larutan elektrolit yang digunakan AgNO3 atau AgCl. Reaksinya sebagai berikut:

AgNO3(aq)                      Ag+(aq) +  NO3–(aq)

Katode (sendok)         : Ag+(aq) + e                      Ag(s)

Anode (Ag)                 : Ag(s)                  Ag+(aq) + e

Ag(s)anode                       Ag(s)sendok

LATIHAN SOAL

1. Larutan Cu(NO3)2 dielektrolisis selama 3 menit dengan arus 96,5 Ampere. Hitunglah massa tembaga yang akan mengendap di katodanya!
2. Elektrolisis larutan AgNO3 dihubungkan seri dengan larutan ZnSO4. Bila diperoleh 2 gram endapan Zn. Berapa gram endapan perak yang dihasilkan? (Ar Ag=108 Zn=65)
3. Pada proses pelapisan besi dengan zink hitung arus yang harus digunakan apabila massa yang diinginkan 5 gran dan elektrolisis berlangsung selama 15 menit!
4. Joti ingin melapisi cincin seng dengan perak. Tentukan larutan yang harus digunakan?apa reaksi kimia yang terjadi?katoda dan anoda?

Rangkuman Elektrokimia

1. Ada 2 macam sel elektrokimia yaitu sel volta/sel galvani dan sel elektrolisis.
2. potensial sel volta sama dengan selisih potensial kutub positif dengan kutub negatifnya, Esel = E0(+) – E0(-)
3. Sel volta komersial ada yang dapat diisi ulang (sel sekunder), ada pula yang tidak dapat diisi ulang (sel primer).
4. Sel elektrokimia adalah reaksi redoks yang dapat berlangsung dengan bantuan tenaga listrik.
5. Hubungan kuantitatif arus listrik dan massa dari elektrolisis dirumuskan dengan hukum Faraday I dan hukum Faraday II.

Sumber : https://ajarkimia.wordpress.com/kimia-x/elektrokimia/

Baca Artikel Terkait: