Elektrokimia
A.
Pengantar
1.
Ekivalen asam- basa
Ekivalen
asam : Sejumlah asam yang menghasilkan 1 mol H+
Ekivalen basa : sejumlah basa yang
menghasilkan 1 mol OH-
Contoh : HCl H+ + Cl-
1 mol HCl menghasilkan 1 mol H+
= 1 ekivalen
H2
SO4 2 H+
+ SO42-
1
mol H2 SO4
menghasilkan 2 mol H+
= 2 ekivalen
1
mol H2 SO4 = 2
ekivalen
1
ekivalen = ½ mol H2 SO4 = ½ x 98 = 49
NaOH Na+ + OH-
1
mol NaOH menghasilkan 1 mol OH-
= 1 ekivalen
Ba(OH)2 Ba2+ + 2 OH-
1
mol Ba(OH)2 menghasilkan 2 OH- = 2 ekivalen
1
ekivalen = ½ mol Ba(OH)2
2.
Ekivalen Redoks
Ekivalen
oksidator adalah sejumlah zat yang dapat menerima 1 mol elektron (6,02 x 1023).
Ekivalen
oksidator adalah sejumlah zat yang dapat memberikan 1 mol elektron (6,02 x 1023).
|
Contoh :
1. Fe +
O FeO
(0) +2 (+2)
1 mol Fe
= 2 ekivalen
2. Hitung massa ekivalen V2O5
menjadi VO2, V2 O3 , VO dan V. (Diket.Mr V2
O5 = 182).
V2
O5 2 VO2
(+10) -2 (+8)
V2
O5 V2
O3
(+10) -4 (+6)
V2
O5 2VO
(+10) -6 (+4)
V2
O5 2V
(+10) -10 (0)
3.
KMnO4 Mn2+
(+7) -5 (+2)
1 mol KMnO4 = 5 ekivalen . Jadi dalam 1 ekivalen KMnO4
= 1/5 mol.
4. H2C2O4.2H2O
dalam reaksi :
5C2O42- + 2 MnO4- + 16 H+ 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
1 mol C2O42- = 2 ekivalen. Jadi dalam 1 ekivalen H2C2O4.2H2O
= ½ mol.
5. Na2S2O3.5H2O
dalam reaksi :
2S2O32- + I2 S4O62- + 2 I-
1 mol S2O32- = 1 ekivalen. Jadi dalam 1 ekivalen Na2S2O3.5H2O = 1 mol.
6. H2O2 dalam reaksi :
5H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+ 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
1 mol H2O2 = 2 ekivalen. Jadi dalam 1 ekivalen H2O2
= ½ mol.
7. K2Cr2O7.
dalam reaksi :
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
1
mol Cr2O72-
= 6 ekivalen. Jadi dalam 1
ekivalen K2Cr2O7 = 1/6 mol.
8. Jika Fe dioksidasi menjadi Fe3O4.
Hitung massa 1 ekivalen Fe.
Fe Fe3O4
(0)
(8/3)
1 mol Fe = 8/3 ekivalen . Jadi 1 ekivalen Fe = 3/8 mol.
3.
Ekivalen Redoks dan Persamaan
Reaksi
S ekivalen
oksidator = S
ekivalen reduktor
Perhatikan reaksi perikut :
5 Fe2+
+ MnO4- + 8 H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 12 H2O
1 mol MnO4- = 5 ekivalen
1 mol Fe2+ = 1 ekivalen
|
n
= perubahan bilangan oksidasi
Jadi :
VFe MFe x 1 = VMnMMn x 5
Contoh :
1.
Berapa gram Fe2O3
yang diperlukan untuk bereaksi dengan 4 gram VO menghasilkan
FeO dan V2 O5 ?
(diket. Mr Fe2O3 =
160 ; VO = 67).
Jawab : Fe2O3 + 2 VO 2 FeO + V2O5
(+6) (+4) (+4) (+10)
1 mol
VO = 6/2 mol = 3 ekivalen
Jumlah VO = 4/67 = 0,06 mol = 3 x 0,06 = 0,18 ekivalen
Jumlah reduktor = 0,18 ekivalen, dengan demikian diperlukan
0,18 ekivalen oksidator.
Fe2O3 diperlukan = 0,18 ekivalen.
Dari reaksi : 1 mol Fe2O3 = 2 ekivalen.
………..mol Fe2O3 =
0,18 ekivalen ? jawabnya 0,09 mol.
Banyaknya Fe2O3 diperlukan = 0,09 x 160 = 14,37 gram.
2.
Hitung berapa gram H2S
yang bereaksi dengan 12,5 gram KmnO4 untuk
menghasilkan K2SO4
dan MnO2 . (Mr KMnO4
= 158 ; H2S = 34 ).
Jawab : H2S + MnO4- SO42_ + MnO2
(-2) (+7) (+6) (+4)
1
mol KMnO4 = 5 ekivalen
(oksidator)
1 mol H2S = 8 ekivalen (reduktor)
Diketahui KMnO4 = 12,5
/ 158 = 0,079 mol x 3 ekiv. = 0,24
ekivalen.
Oksidator
tersedia = 0,24 ekivalen, reduktor diperlukan 0,24 ekivalen !
Diketahui :
1 mol H2S = 8 ekivalen
……mol H2S = 8 ekivalen
? jawabnya = 0,24/8 = 0,03 mol.
Banyaknya H2S
yang akan bereaksi = 0,03 mol x 34 = 1,022 gram.
Soal Latihan
- Berapa ekivalen H2 SO4 yang
terdapat dalam 0,15 mol H2 SO4 ?
- Berapa ekivalen yang terdapat dalam 2 g NaOH ?
- Suatu cuplikan mengandung 15,26 g Ca(OH)2.
Jika terjadi reaksi sempurna dengan
H3PO4 , berapa gram H3
PO4 yang diperlukan untuk menetralkan cuplikan tersebut ?
- Berapa gram pereaksi yang tidak dinetralkan, jika
5,03 g H3 PO4
dicampur dengan 0,0682 ekivalen Ca(OH)2 ?
Diketahui : Mr H3 PO4 = 98
Mr Ca(OH)2 = 74
5.
Jika MnO4-
direduksi dalam larutan netral, produk reaksinya adalah MnO2. Berapa
ekivalen MnO4-
dalam reaksi tersebut ?
- Hitung berapa gram PbO2 akan bereaksi
dengan 5,796 g MnO2 menghasilkan Pb2+ dan MnO4- . (Mr MnO2 = 86,94 ; PbO2 = 239,2 ).
- Berapa gram KmnO4 (158) yang
diperlukan untuk bereaksi dengan 60 gram FeSO4 (152).
- Andaikan H2O2 dioksidasi
oleh MnO4- dalam larutan asam, menghasilkan Mn2+
dan O2. Berapa gram O2 yang diperoleh dari reaksi
antara 3 x 10-3 mol KmnO4 dan 3 x 10-3
gram H2O2 (34). (2,82 x
10-6)
- Seorang mahasiswa mempelajari reaksi :
Zn
+ V(OH)4+ Zn2+ + ......... ???
Jika 2,14 g
Zn dapat mereduksi 0,0218 mol V(OH)4+ , hitung bilangan
oksidasi vanadium dalam produk reaksi. (+2)
- Hitung berapa mol H2SO4
untuk menetralkan suatu campuran 0,069 ekivalen KOH dan 0,03 ekivalen
Ba(OH)2. (0,05
mol)
- Berapa gram Ca(OH)2 yang diperlukan untuk bereaksi dengan 2,85 x 10-3
ekivalen H3PO4
dalam pembentukan Ca3(PO4)2.
(0,1 g)
- Massa 0,25 ekivalen M(OH)2 sama dengan
19.09 gram. Massa atom relatif M sama dengan ? (119)
- Massa 0,375 ekivalen M(OH)3 sama
dengan 26,48 g. Massa atom relatif M sama dengan ? (161)
- Sebanyak 2,5 g suatu asam berbentuk zat padat menetralkan 50 mL Ba(OH)2 0,25 M. Massa ekivalen dari asam tersebut adalah ? (100 g)
B. ELEKTROKIMIA
Secara
umum dalam elektrokimia, ada dua hal yang dipelajari yaitu sel galvani dan sel
elektrolisis.
elektrolisis
Energi
listrik Reaksi
kimia
Sel galvani
- SEL
GALVANI
Dasar : proses oksidasi reduksi
CuSO4 +
Zn ZnSO4 + Cu
Cu2+ +
Zn Zn2+ + Cu
Ada 2 sistem : 1. Zn Zn2+ + 2 e
(oksidasi) 2.
Cu2+ + 2 e Cu (reduksi)
Masing-masing disebut setengah sel dan potensialnya disebut potensial elektroda.
Menurut IUPAC
(konvensi internasional) :
Potensial elektroda suatu setengah sel adalah kemampuannya
untuk mengikat elektron maka disebut potensial reduksi. Persamaan umum lazim ditulis :
L+ + n e L (logam)
atau : M+ + n
e M (metal)
Notasi singkat ditulis : Zn l Zn2+ ll
Cu2+ l Cu
Catatan : Selisih potensial antara kedua elektroda itu dapat
diukur, tetapi nilai potensial sebenarnya dari masing-masing setengah sel tidak
dapat diketahui.
Bagaimana
poses reaksi di atas sehingga dapat menghasilkan energi listrik ?
Logam Zn yang
dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 akan melepaskan elektron dan
berubah menjadi ion Zn2+.
Zn (s)
Zn2+ (aq)
+ 2 e (oksidasi)
Dalam larutan, sebenarnya sudah terdapat ion Zn2+
hasil ionisasi larutan ZnSO4 . Akibatnya dalam larutan terdapat
kelebihan ion Zn2+ . Elektron yang dibebaskan oleh Zn mengalir
melalui kawat ke elektroda Cu yang terdapat dalam larutan CuSO4 .
Elektron ini akan diikat oleh ion Cu2+ yang terdapat dalam larutan
dan berubah menjadi Cu (s). Reaksinya :
Cu2+ (aq)
+ 2 e Cu (s)
Dengan perubahan Cu2+ menjadi Cu, akibatnya dalam
larutan CuSO4 akan kelebihan
ion SO4- . Melalui jembatan garam ion-ion ini
mengalir ke larutan ZnSO4 untuk mengimbangi kelebihan ion-ion Zn2+
yang terdapat dalam larutan tersebut. Dengan terjadinya aliran elektron
tersebut maka terjadi energi listrik.
1. ELEKTRODA HIDROGEN STANDAR
Larutan HCl 1 M dialiri gas H2
, potensial reduksinya sebagai berikut :
2
H+ + 2 e- H2 Eo = 0,000 volt
elektroda yang dipakai adalah platina
(elektroda enert)
Pt, H2 ( 1 atm)
l H+ ( a = 1) ll Mn+
(x M )
l M
X M = konsentrasi
logam = [Mn+ ] = 1 M (dalam standar).
Tabel /
susunan deret logam berdasarkan kenaikan harga Eo –nya menurut
Nernst.
Penulisan ½
sel berdasarkan potensial reduksi sesuai dengan IUPAC.
Catatan : Eo
positip, reduksi berlangsung lebih mudah.
Eo negatif, reduksi
berlangsung lebih sukar.
Contoh :
Li+ +
e
Li Eo = - 3,045 volt (sukar reduksi) Au3+
+ 3 e Au Eo = + 1,5 volt (mudah reduksi)
Bentuk umum
untuk rumus Nernst pada 25 oC (298 K) :
Oks +
n e Red
Oks
= zat dalam bentuk teroksidasi dan Red = zat dalam bentuk tereduksi.
Dengan
nilai : R =
8,314 J per mol per Kelvin
T = 298 K
(standar)
P =
1 atm (standar)
F = 96500 C
E = potensial sel
Eo
= potensial sel standar (nilainya sesuai
tabel).
Diperoleh persamaan : 
Untuk ½ sel : M+ + n
e M 
M = logam fasa padat [M] = 1, sehingga :
atau
: 
Contoh-contoh :
1. Sel ½ reaksi : Zn2+ + 2
e Zn (s) Eo = -
0,763 V
Jika [Zn2+]
= 1 molar maka E sel = Eo = - 0,763 V
Jika [Zn2+] = 0,1 M maka :
E = - 0,763 – 0,0296 log 10
E = - 0,793 volt
2. Sel ½ reaksi : H+ +
e ½ H2
3. Sel ½ reaksi : ½ Cl2 +
e Cl-
4. AgCl
(s) +
e Ag (s) + Cl-
5. Fe3+ +
e Fe2+
6. Sel Daniell : Diagram :
Zn l Zn2+ (1 M) ll Cu2+ (1 M) l Cu
Diketahui : Zn2+ +
2 e Zn (s) Eo = - 0,763 V
Cu2+ +
2 e Cu (s) Eo = + 0,337 V
Zn
+ Cu2+ Cu + Zn2+
Eo = Eokatoda
- Eoanoda = +
0,337 – (-0,763) = + 1,10 volt
Perhatikan :
- Reduksi selalu terjadi pada katoda dan oksidasi
terjadi pada anoda.
- Pada sel tersebut (sel Daniell) :
- Oksidasi terjadi pada elektroda sebelah kiri (Zn
= anoda , melepaskan elektron)
- Reduksi terjadi pada elektroda sebelah kanan (Cu
= katoda, pengikatan elektron).
- Di luar sel, elektron-elektron mengalir dari
anoda ke katoda (dari elektron (-) ke (+) tetapi dalam praktik, bisa
dikatakan bahwa arus listrik mengalir dari (+) ke (-).
- Tanda-tanda plus dan min tersebut ternyata
kebalikan daripada tanda-tanda yang diberikan kepada elektroda-elektroda
suatu sel elektrolisis :
- Sel elektrolisis : katoda (-) , anoda (+).
- Sel elektrokimia : katoda (+) , anoda (-).
Keadaan
yang agak membingungkan tersebut menjadi jelas asalkan diingat :
- Dalam sel elektrolisis dibutuhkan energi
listrik sehingga ada arus elektron ke anoda.
- Dalam sel galvani dihasilkan energi
listrik sehingga ada arus elektron dari anoda
- Tanda (-) harga Eo suatu ½ reaksi menyatakan bahwa reaksi
berlangsung spontan dari kanan ke kiri yang berarti bahwa logamnya dalam
keadaan netral bersifat reduktor dan makin (-) harga Eo –nya, makin kuat daya reduksinya.
Dalam tabel
Eo (potensial standar) untuk ½ reaksi M+ / M tersebut di
atas, daya mereduksi logam-logam makin kuat dari bawah ke atas. Sebaliknya jika
Eo bertanda (+) reaksi berlangsung spontan dari kiri ke kanan, jadi
makin (+) harga Eo –nya maka M+ makin mudah direduksi oleh H2.
2. REAKSI REDUKSI OKSIDASI
(redoks)
Persamaan umum : a A + b
B c C + d
D
Persamaan Nernst : 
Contoh-contoh :
1. Reaksi : Co
+ Ni2+ Co2+ + Ni
Eo Co2+ / Co = - 0,277 V
Eo Ni2+ / Ni = - 0,25 V
Eo = Eo Ni2+ / Ni - Eo Co2+ / Co = - 0,25 – (- 0,277) =
+ 0,027 V
Jika [Co2+] = 0,01 M
[Ni2+] = 1 M
E = 0,027 + 0,059 = 0,086 volt
Jika [Co2+] = 1 M
[Ni2+] = 0,01 M
E = 0,027 - 0,059 = - 0,032 volt
Jadi
reaksi : Co + Ni2+
(0,01 M) Co2+
(1 M) +
Ni
Tidak dapat terjadi. Raksi yang terjadi adalah sebaliknya
yaitu :
Co2+
( 1 M) +
Ni Co + Ni2+
(0,01 M).2. Reaksi : Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 Eo = + 0,76 V
Jika p (tekanan) H2 tetap = 1 atm, berapa E sel ?
Diketahui : a) [Zn2+]
= 0,01 M dan [H+] = 1 M
b) [Zn2+] = 1 M dan [H+] = 0,01 M
Jawab
: a) 
= +
0,819 v
b) 
= + 0,64 V
Kesimpulan
: mula-mula Eo sel = + 0,76
volt, jika [Zn2+] berkurang , Eo sel bertambah dan jika
[H+ ] dikurangi, Eo sel berkurang.
3.
Hitung E sel (DGL = daya gerak listrik atau
EMF = energy movie force)
suatu
reaksi :
H2 l H+ ll Ag+ l Ag
Jika tekanan H2 = 1 atm. dan Eo = 0,233 V
Reaksi
: ½ H2 + Ag+ H+ + Ag
a).
[H+] = 0,1 M
= 0,282 V
b). [H+] = 0,01 M E = 0,341 V
c). [H+] = 0,001 M E = 0,40 V
4.
Diketahui : Mg2+ + 2
e Mg Eo = - 2,36 V Cu2+ + 2
e Cu Eo = + 0,34 V
Hitung E sel pada 25 C jika [Mg2+] = 0,01 M dan [Cu2+] = 0,001 M.
Jawab : a) Perlu
diperhatikan bahwa reaksi belum dituliskan sehingga perlu ditulis.
b).
Cari reaksinya, dimana reaksi dapat berlangsung atau E sel (+).
E sel = Eo
kat – Eo an = 0,34 – (- 2,36)
= + 2,7 V
Reaksi
sel : Cu2+ + Mg Cu + Mg2+
= + 2,67 volt
Cara lain :
Mg2+ + 2
e Mg Cu2+ + 2
e Cu
= - 2,42 V
= + 0,25 V
Esel = Eokatoda
– Eoanoda = + 0,25 – ( - 2,42) = + 2,67 volt.
SOAL-SOAL LATIHAN
- Hitung DGL suatu sel yang terdiri dari logam Cr
yang dicelupkan ke dalam larutan Cr (III) 0,5 M, dan sebatang Zn dalam
larutan Zn (II) 0,05 M. Elektroda manakah yang merupakan katoda ?
2 Cr3+ +
3 Zn 2 Cr +
3 Zn2+- Jika sel yang dimaksud dalam soal (1), [Cr3+] = 1 x 10-4
M dan [Zn2+] = 1,0 M, hitung potensial sel. Elektroda manakah
merupakan katoda ?
- Diketahui elektroda : Fe2+ (0,1 M) l Fe Eo = - 0,44 volt
Cd2+ (0,001 M) l Cd Eo = - 0,4 volt
a.
Hitung potensial dari masing-masing
elektroda.
b.
Berikan diagram dari sel yang
terdiri atas kedua elektroda tersebut yang dapat berfungsi sebagai sumber
energi.
c.
Hitung DG dan tuliskan reaksi sel.
4.
Suatu sel Galvani terdiri dari
elektroda Zn dan elektroda Pb. Gunakan data di bawah ini untuk menjawab
pertanyaan yang berkaitan dengan sel ini.
Pb2+ +
2 e Pb E
= - 0,14 VZn2+ +
2 e Zn E =
- 0,76 V
Reaksi
berlangsung pada 25 oC (Ar Zn
= 65 : Pb = 207)
a.
Tulis reaksi pada anoda.
b.
Tulis reaksi pada aktoda.
c.
Tulis reaksi sel.
d.
Hitung potensial sel standar.
e.
Hitung potensial sel Jika [Pb2+
] = 0,004 M dan [Zn2+ ] = 0,4 M.
f.
Hitung massa anoda yang melarut
jika sel ini menghasilkan arus sebesar 0,1 mA selama 12 minggu.
3. PENGUKURAN pH
Elektroda hidrogen : salah satu sebagai
standar pada katoda.
Anoda : ½
H2 (g) H+ (?)
+ e Katoda : H+
(std) +
e ½ H2 (g) Reaksi
sel : ½ H2 (g) + H+
(std) H+
(?) + ½ H2 (g)
pH2 kedua elektroda = 1 atm. [H+]std
= 1 dan Eo = 0.
Maka : E sel = - 0,0591 log [H+]
|
Pada pH = 4 E sel = 0,0591 x 4 =
0,236 V
Pada pH = 6 E sel = 0,0591 x 6 =
0,354 V
Pada pH2 = 1 atm, elektroda hidrogen dihubungkan
dengan elektroda kalomel standar, dengan ½ reaksinya :
Hg2Cl2 +
2 e 2 Hg (l)
+ 2 Cl- Eo = 0,242 V
Jika DGL sel 0,8 V, hitung
pH larutan disekitar elektroda hidrogen yang dicelupkan ke dalam suatu larutan
netral.
Jawab : Reaksi sel : Hg2Cl2
(s) + H2 (g) 2 Hg (l) +
2 Cl- + 2 H+
Eo = 0,242 V
E sel = - 0,0591 log [H+] atau
E sel = Eo + 0,0591 pH
0,8 = 0,242 +
0,0591 pH pH = (0,8 –
0,242)/0,0591 = 9,5
Jika elektroda hidrogen
dicelupkan ke dalam larutan netral (pH = 7,0) maka :
E sel = 0,242 + (0,0591 x 7 = 0,65 Volt.
Contoh-contoh :
1. Diketahui : Eo Cu2+ l
Cu = 0,34 V dan E sel = 0,48 V
Diagram sel : H2 (g) +
2 H+ (?) ll Cu2+ (1 M)
l Cu (s)
Reaksi : H2 (g)
+ Cu2+ (aq) 2 H+ (?)
+ Cu (s)
Eo
= 0,34 – 0 = 0,34 V
0,48
= 0,34 – 0,0591 log [H+] pH
= (0,48 – 0,34) / 0,0591 = 2,4
1.
Sel Volta terdiri dari elektroda
hidrogen dan seng.
Diketahui : Eo Zn2+ l Zn = - 0,76 V dan Eo 2 H+ l H =
0 V
Eo sel 0,46 V
pada 25 oC ; tekanan H = 1
atm ; [Zn] = 1 M
Hitung pH
larutan disekitar elektroda hidrogen.
Jawab : #
mana anoda / katoda ? agar reaksi berlangsung ( potensial sel positif).
Eo sel = Eo kat – Eo
an = Eo 2 H+
l H2 – Eo Zn2+
l Zn = 0 – (- 0,76) = 0,76 V
Reaksi : 2 H+ (?) +
Zn H2 + Zn2+
Diagram : Zn2+ l
Zn ll 2 H+ (?)
l H
0,46 = 0,76 + 0,0591 log [H+]
log [H+] = (0,46 –
0,76) / 0,0591 = - 5 pH = 5
SOAL LATIHAN
- Suatu sel dibuat dengan menggunakan elektroda
hidrogen dalam suatu larutan yang belum diketahui pH-nya dan elektroda
perak dan larutan Ag+ 0,1 M. Jika tekanan hidrogen 1 atm dan
DGL sel + 1,24 volt, hitung pH larutan tersebut. (pH = 8,5)
- Pada 25 oC , dengan tekanan gas H2
= 1 atm, dan larutan asamnya mempunyai pH = 3,0 , berapa potensial
elektroda hidrogen ? (0,177 V)
4. DGL DAN ENERGI BEBAS
DGo = - nFEo
Ingat : C = Joule per volt Jadi : J = C x V
Contoh : Diagram :
Zn l Zn2+ (1 M) ll Cu2+ (1 M) l Cu Eo = 1,1 V
DGo
= - (2) (96500 C) (1,1 V)
DGo
= - 212.300 J = - 212,3 kJ (DGo
negatif = reaksi spontan)
Contoh lain :
Reaksi
: Ni +
Zn2+
Ni2+ + Zn
Diketahui : Eo Ni2+ l Ni = - 0,25 V
Eo Zn2+ l Zn = - 0,76 V
Eo sel = - 0,76 – (- 0,25 ) = -
0,51 V
DGo = - (2) (96500) (- 0,51) = + 98,43 kJ
(reaksi tidak spontan).
5. HUBUNGAN ANTARA EO
, DGo
, DAN K
DGo = - RT ln K dan DGo =
- nFEo
Dua persamaan tersebut menjadi : - RT
ln K = - nFEo
Contoh-contoh
1. Hitung DGo dan
K reaksi : Cd l
Cd2+ ll Cu2+
l Cu
Diketahui : Eo Cu2+ l Cu = 0,34
V
Eo Cd2+ l Cd = - 0,40 V
Eo sel = 0,34 – (- 0,40) = + 0,74 V
DGo = - (2) (96500) ( 0,74) = - 142,82 kJ.
K
= 1025
2. Hitung DGo dan
K reaksi : Cu l
Cu2+ ll Cl-
l Cl2
Diketahui : Eo Cu2+ l Cu = 0,34
V
Eo Cl2 l Cl- = 1,36 V
Eo sel = 1,36 – ( 0,34) = 1,02 V
Harga
n = ??? selesaikan reaksi ½ sel !
Reaksi
: katoda : Cl- +
e ½ Cl2 (g) Anoda : ½ Cu (s) ½ Cu2+ + e ½
Cu (s) + Cl ½ Cu +
½ Cl
Harga n = 1 jadi dapat diselesaikan
perhitungan harga energi bebasnya.
DGo = - (1) (96500) (1,.02) = - 98,43 kJ.
K
= 1017,3
SOAL-SOAL LATIHAN
- Dalam reduksi sempurna dari 3 mol Cu dan 2 mol
Al, berdasarkan reaksi :
2 Al +
3 Cu2+ 3 Cu + 2
Al3+
energi
bebas yang dilepaskan pada keadaan standar adalah 1.158 kJ. Berdasarkan ini
berapa Eo dari sel :
Al l Al3+ (1 M)
ll Cu2+ (1 M)
l Cu
- Suatu sel Galvani terdiri dari elektroda Cu dan
Ag dengan reaksi ½ sel :
Cu2+ + 2 e Cu Eo = 0,34 VAg+ +
e Ag Eo = 0,80 V
Hitung DGL atau Eo sel (reaksi spontan) dan
tuliskan reaksi selnya dan diagramnya.
3.
Bila dalam reaksi : Zn +
Cu2+
Zn2+ + Cu
dengan : Eo
Zn2+ l Zn = - 0,76 V
Eo Cu2+ l Cu = +
0,34 V
Dilepaskan
energi sebesar 159225 Joule pada keadan standar. Berapa jumlah logam Cu yang
terbentuk ? (dalam mol).
4 Diketahui :
Ni2+ + 2
e Ni Eo = - 0,25 VCo2+ + 2
e Co Eo = - 0,277 V
Berapa DGL atau Eo untuk reaksi :
½
Co +
½ Ni2+
½ Co2+ + ½ Ni
6. Sel Volta dan Beberapa Contoh Sel dalam Perdagangan
Sel Volta
disebut pula sebagai sel Galvani. Pada
tahun 1797, Luigi Galvani menemukan bahwa listrik dapat dihasilkan dari reaksi
kimia. Pada tahun 1800, Allessandro Volta membuat sel praktis penghasil listrik
dari reaksi kimia.
Beberapa
sel yang telah dikenal :
a.
Sel Daniell.
b.
Sel kering (sel Leclanche).
c.
Sel basah atau aki (sel penyimpanan
timbal).
d.
Baterai Alkalin.
e.
Sel Nicad (nikel – cadmium).
f.
Sel bervoltase tetap.
g.
Baterai perak oksida.
h.
Sel Merkuri
Reaksi
masing-masing sel tersebut dapat diterangkan sebagai berikut :
a. Sel Daniell
Zn l Zn2+ (x M) ll Cu2+ (y M) l Cu
Anoda
(-) : Zn (s) Zn2+ +
2 e Katoda
(+) : Cu2+ +
2 e Cu (s) Reaksi sel :
Zn +
Cu2+
Cu + Zn2+
b.
Sel Kering (sel Leclanche)
Zn : MnO2
, NH4Cl, ZnCl2 (pasta) : C (grafit)
Anoda
(-) : Zn (s) Zn2+ +
2 e Katoda
(+) : a) 2 NH4+ +
2 e 2 NH3 + H2 (g)
b)
H2 (g) + 2
MnO2 (s) Mn2O3
(g) + H2O 
Reaksi
sel : Zn (s) + 2 NH4+
+ 2 MnO2 (s) Zn2+
+ 2 NH3 + Mn2O3 (g) + H2O
Zn yang terbentuk mengikat NH membentuk senyawa kompleks.
Zn2+ (aq)
+ 4 NH3 (aq) [Zn(NH3)4]2+ (aq)
Notasi : Zn
(s) l Zn2+ (aq)
ll NH4+ (aq)
l NH3 (g)
+ H2 (g) l C (s)
Eo = 1,5 V.
Secara ringkas :
Anoda
(-) (seng) : Zn (s) Zn2+ +
2 e (oksidasi) Katoda (+) (karbon) : 2
MnO2 + 2 NH4+ + 2
e Mn2O3
+ 2 NH3 + H2O (red)
Reaksi
sel : Zn + 2 NH4+
+ 2 MnO2 Zn2+
+ 2 NH3 + Mn2O3
(g) + H2O
(0) (+4)2 (+2) (+3)2
Zn2+ + 4 NH3 [Zn(NH3)4]2+ (suatu senyawa kompleks)
c.
Sel Basah (Aki)
Anoda (-) : Pb (s) + SO42- PbSO4 +
2 e (oksidasi)
Katoda (+) : PbO2 (s) + 4 H+
(aq) + SO42- + 2 e PbSO4 (s) +
2 H2O
Reaksi sel : Pb (s) + PbO2
(s) + 4H+ + 2SO42- (aq) 2 PbSO4 (s) + 2 H2
O (l)
Dalam
perdagangan aki biasanya dijual dalam kemasan 6 V (3 sel) dan 12 V (6 sel).
Pengisian
aki : tujuan mendapatkan kembali elektroda Pb dan PbO. Ada dua cara :
(a) Searah
dengan kutub aki dari power supply (PS) yaitu (+) aki ke (+) PS dan (-) aki ke
(-) PS.
(b) Arah
berlawanan kutub aki dengan kutub PS, yaitu (+) aki ke (-) PS dan (-) aki ke
(+) PS.
Pada pengisian aki yang searah dengan kutub PS (ingat, arus PS DC bukan
AC), maka terjadi reaksi berikut :
2
PbSO4 + 2 H2 O +
energi listrik (DC) Pb +
PbO2 + 2 H2SO4
Pada pengisian aki dengan kutub aki
berlawanan dengan kutub PS dapat dijelaskan sebagai berikut ; jika pengosongan
aki, anoda (Pb) mengirim elektron pada katoda, sebaliknya pada pengisian aki,
elektroda Pb dihubungkan dengan kutub (-) dari PS. PbSO yang terdapat di anoda
akan tereduksi dan pada katoda akan teroksidasi membentuk PbO2.
Reaksi sebagai berikut :
Katoda : PbSO4 +
2 e Pb + SO42-
Anoda : PbSO4 (s) +
2 H2O PbO2 + 4 H+
+ SO42- + 2 e
Reaksi sel: 2 PbSO4 + 2 H2 O Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ (aq) + 2SO42- (aq)
(+2)
(0) (+4)
Setelah pengisian, 4H+ + 2SO42- H2SO4 yang
terbentuk akan menambah kadar massa jenis (BJ) larutan.
Pengosongan
aki :
Anoda dan katoda akan berubah
menjadi zat yang sama yaitu PbSO4 , yang berupa kristal putih. Jika
permukaan kedua elektroda sudah tertutup endapan PbSO4 maka tidak ada
beda potensial, dikatakan aki habis strum. Untuk mengembalikan Pb pada anoda
dan PbO2 pada katoda dari PbSO4 aki harus disetrum atau
diisi dengan listrik searah (DC). Selama pengosongan aki, H2SO4
diikat dan dihasilkan air. Dengan demikian kadar H2SO4 berkurang
(BJ larutan berkurang). Aki baru diisi mengandung larutan H2SO4
dengan kadar 1,25 – 1,30 g per cm3. Jika BJ larutan turun sampai
1,20 g per cm3, aki harus diisi kembali. Kondisi sel dapat
ditentukan dengan hidrometer.
d.
Baterai Alkalin
Pada masa sekarang ini, baterai alkalin semakin banyak digunakan orang.
Dibandingkan dengan baterai Leclanche, baterai alkalin memiliki arus listrik
yang lebih besar. Prinsip kerjanya sama saja dengan baterai Leclanche.
Anoda
(-) : Zn (s) + 2 OH- (aq) ZnO (s) + H
O + 2 e
{Zn(OH)2}
(s)
Katoda (+) : 2
MnO2 (s) + H2O + 2 e Mn2O3 (s) + 2 OH- (aq) 
Reaksi sel : Zn (s) + 2 MnO2 + H2O + 2 OH- ZnO + H2O + Mn2O3 + 2 OH-
Atau :
Anoda (-) : Zn (s)
+ 2 OH-
Zn(OH)2 (s) + 2 e
Katoda (+) : MnO2 (s) +
2 H2O + 2 e
Mn(OH)2 + 2 OH-
Reaksi sel : Zn (s)
+ MnO2 (s) + 2 H2O Mn(OH)2 +
Zn(OH)2
(0) (+4) (+2) (+2)
e.
Sel Nicad (nikel-cadmium)
Anoda (-) : Cd + 2 OH-
Cd(OH)2 (s) +
2 e
Katoda (+) : Ni2O3 + 3 H2O + 2 e 2 Ni(OH)2 (s)
+ 2 OH-
Reaksi sel : Cd +
Ni2O3 + 3 H2O Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2
(0) (+3)2
(+2) (+2)2
f.
Sel Bervoltase tetap
Anoda (-) : Cd Cd2+ + 2 eKatoda (+) : Hg22+ + 2 e 2 Hg
Reaksi sel : Cd + Hg22+ Cd2+ + 2 Hg
(0) (+1)2 (+2) (0)
g. Baterai Perak oksida
Anoda (-) : Zn (s)
+ 2 OH- Zn(OH)2 (s)
+ 2 eKatoda (+)
: Ag2O (s) + H2O + 2 e
2 Ag
(s) + 2 OH- Reaksi sel : Zn (s) + Ag2O (s) +
H2O Zn(OH)2 (s) + 2 Ag
(s)
(0) (+1)2 (+2) (0)
Dengan kandungan Ag, baterai ini
harganya mahal. Potensial baterai = 1,5 V.
h.Sel Merkuri
Anoda (-) : Zn + 2 OH- ZnO
+ H2O + 2 eKatoda (+): HgO + H2O + 2 e Hg + 2 OH-Reaksi sel : Zn
+ HgO ZnO + Hg
(0) (+2) (+2) (0)
II. ELEKTROLISIS
Elektrolisis
yaitu penguraian zat oleh arus listrik. Dengan energi listrik maka reaksi kimia
dapat berlangsung. Hal ini dapat terjadi karena energi listrik dapat
menjalankan perpindahan elektron dari anoda ke katoda. Dalam elektrolisis :
Anoda (+) mengalami oksidasi atau melepaskan elektron sedangkan di katoda (-)
mengalami reduksi (menangkap elektron).
A. Reaksi pada Katoda
Di katoda terjadi reduksi dimana ion (+) (kation) dalam
larutan ditarik oleh katoda. Ion (+) tersebut adalah H+ atau ion
logam.
1. Ion H+ dari suatu asam
:
2 H+ (aq)
2 e H2 (g)
2. Kation ; K+ , Na+ , Ca2+ , Mg2+ , Al3+ , Be2+ , Mn2+ (alkali dan alkali tanah) dalam larutan
tidak tereduksi tetapi air yang akan direduksi.
2
H2O (l) + 2 e 2 OH- (aq)
+ H2 (g)
Ion yang bukan kelompok di atas,
mengalami reduksi.
Contoh : Cu2+ +
2 e Cu Ni2+ + 2
e Ni Ag+ +
e Ag Au3+ + 3 e Au
I. Reaksi pada
Anoda
Ion (-)
(anion) ditarik oleh anoda. Di anoda reaksi dipengaruhi oleh jenis elektroda
yang dipakai dan jenis anion. Dalam hal ini dibicarakan ion OH- dan
ion sisa asam. Jika anoda Pt atau C maka ion (-) dioksidasi.
- Ion OH-
4 OH- (aq) 2 H2O (l)
+ O2 (g) + 4 e- Ion sisa asam ; Cl- , Br- , I- dioksidasi menjadi molekulnya.
2
Cl- (aq) Cl2 (g) +
2 e 2
Br- (aq) Br2 (g) +
2 e 2
I- (aq) I2 (g)
+ 2 e
Jika anion berupa sisa asam oksi
(mengandung oksigen ) seperti ; NO3- , SO42- , tidak teroksidasi tetapi yang teroksidasi
adalah air.
2 H2O (l) 4 H+ + O2 (g) + 4 e
Jika
anoda bukan Pt atau C, tetapi Cu ,
Ni , Ag , dan lain-lain, maka anoda ikut
bereaksi :
Cu (s) Cu2+ (aq) +
2 e Ni (s) Ni2+ (aq) +
2 e Ag
(s) Ag+ (aq) +
e
Contoh-contoh reaksi elektrolisis
- Elektrolisis air (H2O) dengan elektroda Pt
Katoda (-) : 2 H2O +
2 e 2 OH- + H2Anoda (+) : 2 H2O 4 H+ + O2 + 4 eReaksi sel : 4
H2O
2 H2O
+ 2 H2
(g) + 2 O2 (g) + 2eAtau 2 H2O 2 H2 (g) + O2 (g) - Elektrolisis HCl dengan elektroda Pt
Ionisasi : HCl 2 H+ + 2 Cl-Katoda (-) : 2 H+ + 2 e H2Anoda (+) : 2 Cl- Cl2 + 2 eReaksi sel : 2 H+
+ 2 Cl- H2 + Cl2- Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda karbon, C)
Ionisasi : 2NaCl 2 Na+ + 2 Cl-Katoda (-) : 2 H2O + 2 e 2 H2 + 2 OH-Anoda (+) : 2 Cl- Cl2 + 2 eReaksi sel : 2 H2O + 2
Cl- 2 H2 + + 2
OH- + Cl2
Cl-
= berkurang dan menjadi Cl2
OH- = bertambah.
Na+ = tetap.
Dalam sel =
NaOH
Jadi : 2 NaCl + 2 H2O H2 + 2 Na+ + OH- + Cl2
(===katoda======) (anoda)
- Elektrolisis larutan NaOH dengan elektroda Pt
Ionisasi : 4 NaOH 4 Na+ + 4 OH-Katoda (-) : 4 H2O + 4 e 2 H2 + 4 OH-Anoda (+) : 4 OH- 2 H2O + O2 +
4 eReaksi sel : 4 NaOH + 2 H2O 4 Na+ + 4 OH- + 2 H2 + 2 O2
(====katoda======) (anoda)
Melakukan elektrolisis terhadap larutan NaOH sama saja dengan melakukan elektrolisis terhadap air : 2 H2O 2 H2 + O2
(katoda)
(anoda)
- Elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda Pt
Ionisasi : 4 AgNO3 4 Ag+ + 4 NO3-Katoda (-) : 4 Ag+ + 4 e 4 Ag (s)Anoda (+) : 2 H2O 4 H+ + O2 + 4 e
Reaksi sel : 4 AgNO3 + 2
H2O 4 Ag (s) + 4 H+
+ 4 NO3- + O2
(====katoda========) (anoda)
Reaksi ini adalah salah satu cara mendapatkan kembali Ag
(perak) dari larutannya. Endapan dihitung dengan hukum Faraday.
- Elektrolisis CuSO4 dengan elektroda Ni
Ionisasi : CuSO4 Cu2+ + SO42-Katoda (-) : Cu2+ + 2 e CuAnoda (+) : Ni Ni2+ + 2 eReaksi sel : CuSO4 +
Ni Cu + Ni2+
(aq) + SO42-
(aq)
(katoda) (====larutan=====)
- Elektrolisis CuSO4 dengan elektroda Cu
(pemurnian)
Ionisasi : CuSO4 (aq) Cu2+ (aq) + SO42- (aq)Katoda (-) : Cu2+ (aq) + 2 e Cu (s)Anoda (+) : Cu
(s) Cu2+
(aq) +
2 eReaksi sel : Cu (s) Cu (s)
Dalam prosesnya terjadi :
Cu di anoda akan melarut dan akhirnya habis, sedangkan Cu di katoda
semakin tebal artinya semakin banyak.
- Elektrolisis larutan NiSO4 dengan
elektroda Ni.
Sebagai
katoda : Fe (besi)
Sebagai
anoda : Ni
Ionisasi : NiSO4 Ni2+ + SO42-Katoda Fe, (-) : Ni2+ + 2 e Ni (s)Anoda Ni, (+) :
Ni Ni2+ + 2 e
Reaksi sel : NiSO4 + Ni Ni +
Ni2+ (aq) + SO42-
(aq)
(katoda) (====anoda======)
Catatan :
1.
Dalam reaksi di atas seakan-akan
tidak terjadi perubahan, sesungguhnya terjadi suatu peristiwa yang sangat penting artinya dalam teknik
(Galvani elektrolitik). Inilah yang disebut menyepuh Fe dengan Ni.
2.
Katoda : Fe dilapisi Ni
Anoda
: Ni berkurang
3.
Konsentrasi NiSO4 dalam
larutan tidak mengalami perubahan.
4.
Penyepuhan dengan Ni disebut
vernikkelen, dengan Ag disebut
verzilveren, dengan Au disebut vergulden, dan dengan Cr disebut verchromen.
C. Hukum
Faraday
Jumlah zat yang dihasilkan pada
elektroda sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut.
|
Diketahui : 1 Faraday = 96.500 C
Muatan 1 mol elektron = 6,02
x 1023 x 1,6 x 10-19 Coulomb = 96.500 C.
Contoh : Ag+ +
e Ag (s)
1 mol
e » 1 mol
Ag = 1
F
Cu2+ + 2 e Cu (s)
2 mol
e » 1 mol Cu
= 2 F
1 mol
e » ½ mol Cu
= 1 F
Al3+ + 3 e Al (s)
3 mol e » 1 mol Al
= 3 F
1 mol e » 1/3 mol Al
= 1 F
|
M = massa
zat (yang diendapkan di katoda) dalam gram
Q = i x t
e = massa
ekivalen atau Ar/n (massa unsur per biloks).
i = kuat
arus (dalam ampere)
t = waktu
(dalam detik).
Contoh Soal :
- Berapa gram nikel akan terbentuk jika ke dalam
larutan NiSO4 dialirkan arus sebesar 24.125 C ? (Ar Ni
= 58,7)
Jawab : Ni2+
+ 2 e Ni (s)
M = (Q . e) / 96500
Diketahui : Q = 24.125
C ;
e = 58,7 / 2
M = (24.125 / 96500) x
(58,7 / 2) = 7,3 g
Atau : 2 mol e = 1 mol Ni = 2 F
1 mol e = ½
mol Ni = ½ x 58,7 = 29,35 g
1 F = 96500
C
........F = 24.125 C F = (24.125 / 96.500) x 29,35 = 7,3
g
- Berapa gram Ag diendapkan jika arus listrik
sebesar 5 Ampere dialirkan ke dalam AgNO3 selama 2 jam ?
Jawab :
Diket : Ar Ag = 108 ; i = 5 A ; t = 2 x 60 x 60 = 7.200 detik.
Ag+ + e Ag (s)
M = (Q . e) / 96.500 = (5 x 7.200) / 96.500 x (108 / 1) = 40,29 g
Hukum Faraday II
|
(m = massa endapan
; e = gram ekivalen)
Contoh Soal :
Jika arus
listrik dialirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4 secara seri , maka terbentuk endapan Ag
sebanyak 2,16 g. Berapa gram Cu terbentuk ? (Ag = 108 ; Cu = 63,5).
Jawab :
m2
= 0,635 g
Jadi Cu yang terbentuk sebanyak 0,635 gram.
D. KOROSI
Korosi sering kali
terjadi pada besi (Fe). Korosi merupakan sel Galvani (sel elektrokimia) bukan
sel elektrolisis. Di bawah ini proses terjadi perkaratan besi atau korosi.
Anoda (-) :
Fe (s) Fe2+ (aq)
+ 2 e Katoda (+) : O2 (g) +
4 H+ (aq) + 4 e 2 H2O (l)
Fe2+ akan mengalami oksidasi berlanjut menjadi Fe3+
, ion ini selanjutnya menjadi senyawa oksida terhidrasi Fe2O3
. x H2O (karat besi). Reaksi secara sederhana sebagai berikut :
Fe2+
(aq) +
O2 (g) + 4 H2O + 2 x H2O 2 Fe2O3.
x H2O (s) + 8 H+ (aq)
(karat besi)
Untuk mencegah terbentuknya karat, Fe
dilapisi dengan Zn sehingga Zn bertindak sebagai anoda dan Fe sebagai katoda.
Akibatnya zn mengalami korosi sedangkan Fe terlindungi.
Anoda (-)
: Zn + 2 OH- Zn (OH)2 + 2 e Katoda
(+) : 2 H+ + 2 e H2
Pada waktu yang lama, Zn
akan habis sehingga mulai terjadi korosi besi. Jika Zn yang dipakai sebagai
pelapis besi diistilahkan dengan Anoda Coating.
Dalam
deret Nernst, Zn berada di atas Fe. Jika
setelah dilapis bagian coating rusak oleh paku (misalnya), maka korosi semakin
dipercepat.
Anoda
(-) :
Fe + 2 OH- Fe(OH)2 + 2 e Katoda
(+) : 2 H+ + 2 e H2 Fe + 2 H2O Fe(OH)2 + H2
Dalam
contoh di atas, Fe dilapisi Zn biasanya dipakai sebagai atap rumah, gudang, dan
lain-lain.
Fe dilapisi Sn (timah)
(untuk kaleng makanan)
Sn
dalam deret Nernst (volta) terletak di bawah
Fe. Pelapisan ini disebut Katoda Coating (sebutannya saja). Sistem cara
melapisnya sebagai berikut :
Anoda
(-) : Sn
Sn2+ + 2 e Katoda
(+) : 2 H+ + 2 e H2 Sn + 2 H+ Sn2+ + H2Atau Anoda (-) : Sn + 2 OH- Sn(OH)2 + 2 e Katoda
(+) : 2 H+ + 2 e H2 Sn + 2 H2O Sn(OH)2 + H2
Anoda
katoda
Dengan
demikian Fe terlindung dari karat. Sn akan habis dalam jangka waktu relatif
lama. Proses perkaratan besi jika Sn habis sebagai berikut :
Anoda
(-) :
Fe + 2 OH- Fe(OH)2 + 2 e Katoda
(+) : 2 H+ + 2 e H2 Fe + 2 H2O Fe(OH)2 (an) +
H2 (katoda)
Untuk kelestarian lingkungan, biasanya sebagai pembungkus
makanan dipakai kaleng bukannya plastik atau aluminium.
SOAL-SOAL
- Suatu kuantitas arus listrik yang sama dialirkan
melalui larutan suatu garam perak dan garam emas. Jika dihasilkan 4,316
gram Ag dan 2,628 gram Au. Hitung :
- Massa ekivalen Au. (65,7
g)
- Valensi Au
(m.e Ag = 108 ; Ar Au = 197) (n
= 3)
- Larutan NaCl dielektrolisis dengan memakai
diafragma. Jika arus listrik 2000 A dialirkan melalui larutan itu selama
24 jam, hitunglah :
a. Volume H2 yang terbentuk pada 0 oC dan 1 atm. (20,1 m3)
b. Volume
Cl2 yang terbentuk pada 0 oC dan 1 atm. (20,1 m3)
c. Massa
NaOH yang dihasilkan dalam ruang katoda. (71,6
Kg)
- Berapa
volume gas H2 dan O2 (O oC dan 1
atm) yang dapat diperoleh pada elektrolisis air, bila arus listrik sebesar
12,0 A
dialirkan selama 1,5 jam ? (7,52 L H2 dan 3,76 L O2 )
- Berapa faraday diperlukan untuk menghasilkan 22,4
mL O2 (0 oC dan 1 atm) dari elektrolisis Na2SO4
dengan elektroda Pt ? Ubahlah faraday ke columb. Hitung berapa banyak
elektron yang terdapat dalam muatan listrik tersebut !
(386
C dan 2,41 x 1021 elektron)
- Pada elektrolisis larutan CuSO4 yang
menggunakan elektroda Pt terbentuk endapan Cu = 3,175 pada katoda.
Tentukan volume gas yang terbentuk pada anoda. Diketahui : Ar Cu = 63,5.
Pada saat itu 5 mL gas N2
massanya 7 gram.
- Dalam elektrolisis larutan CuSO4
dengan elektroda C, pada katoda diendapkan 1,27 g Cu.
- Hitung jumlah listrik dalam faraday.
- Tuliskan reaksi pada anoda.
- Berapa mol O2 yang dihasilkan ?
Komentar
Posting Komentar