SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS


 KD Pembelajaran Kimia Kelas XII

3.4 Menganalisis proses yang terjadi dalam sel Volta dan menjelaskan kegunaannya

4.4 Merancang sel Volta dengan menggunakan bahan di sekitar

 dan,

3.6 Menerapkan stoikiometri reaksi redoks dan hukum Faraday untuk menghitung besaran-besaran yang terkait sel elektrolisis

4.6 Menyajikan rancangan prosedur penyepuhan benda dari logam dengan ketebalan lapisan dan luas tertentu

 

A.   Tujuan Pembelajaran

Setelah kegiatan pembelajaran 1 ini diharapkan Anda dapat:

1.      Mengidentifikasi susunan sel Volta dan prinsip kerja sel volta 

2.      Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar

3.      Mengidentifikasi susunan sel elektrolisis dan prinsip kerja sel elektrolisis

4.      Menggunakan prissip stoikiometri dan hukum Faraday dalam menghitung besaran-besaran terkait sel elektrolisis

B.      Uraian Materi

SEL VOLTA

Ø  Fenomena Sel Volta

  


 

Sebelum membahas terkait tentang apa itu sel volta, pada keseharian kita banyak dijumpai benda yang merupakan pengaplikasian dari sel volta, diantaranya ialah smartphone, laptop, jam dinding dan lain-lain. Barang-barang elektronik tersebut memiliki batu baterai yang  merupakan salah satu benda bermuatan listrik yang menggunakan pengaplikasian dari sel volta.

Ø  Pengertian Sel Volta

Sel volta adalah salah satu sel elektrokimia yang yang didalamnya terjadi perubahan dari reaksi kimia menjadi arus listrik.

Ø  Rangkaian Sel Volta


Pada rangkaian tersebut, dapat terlihat bagan sel volta berdasarkan hubungan antara elektrolit A dan elektrolit B yang dihubungkan dengan jembatan garam. Dua buah elektroda yang terpasang, berfungsi untuk disambungkan dengan voltmeter, yang fungsinya mengukur beda potensial listrik yang ada.

Berdasarkan reaksi kimia tersebut, rumus sel volta dapat ditentukan berdasarkan beda potensial, yaitu perbedaan jumlah elektron pada suatu arus listrik. Hal ini membuat sel volta memiliki perbedaan pada katoda dan anodanya, yaitu potensial elektroda reduksinya

Berikut pembahasan terkait dengan rangkaian dari sel volta :

1.      Voltmeter

Komponen ini memiliki fungsi untuk menentukan besar dari energi potensial.

2.      Jembatan Garam

Fungsi jembatan garam dalam sel volta adalah menjaga keseimbangan jumlah kation dan anion dalam larutan.

3.      Anoda (elektroda negatif)

Komponen ini adalah elektrode seng (Zn) yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi.

4.      Katoda (elektroda positif)

Komponen ini adalah elektrode tembaga (Cu) yang bertindak sebagai tempat terjadinya reaksi reduksi.

Ø  Prinsip Kerja Sel Volta

Sel volta adalah sel elektrokimia dimana energi kimia dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik.


                         (Gambar 2. Diagram sel Volta dan bagian-bagiannya)

                            Sumber : sumberbelajar.belajar.kemdikbud.go.id/


Contoh rangkaian sel volta terdiri dari logam Zn dicelupkan dalam larutan  ion Zn2+ dan logam Cu dicelupkan dalam larutan ion Cu2+ .

Elektroda di mana reaksi oksidasi terjadi disebut anoda. Adapun elektroda di mana reaksi reduksi terjadi disebut katoda. Pada sel Volta anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positip. Elektron mengalir dari anoda menuju katoda. Reaksi yang terjadi:

Anoda  Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Katoda  Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Reaksi sel  Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) , E0 sel = 1,10 Volt

Jadi prinsip kerja dari sel volta adalah pemisahan reaksi redoks menjadi 2 bagian, yaitu setengah reaksi oksidasi di anoda dan setengah reaksi reduksi di katoda. Anoda dan katoda dicelupkan dalam elektrolit dan dihubungkan dengan jembatan garam dan sirkuit luar. 

Susunan sel Volta pada gambar diatas dapat dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut notasi sel, yaitu:

Zn(s) /Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s)

Reaksi di Anoda // Reaksi di Katoda

Contoh soal

1.      Jika gas klorin dimasukkan dalam larutan NaBr, akan terjadi reaksi spontan dan terbentuk ion klorin dan larutan bromin.

a. Gambarkan diagram sel volta, dan berilah keterangan anoda, katoda dan aliran elektronnya

b.      Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan reduksi serta reaksi sel

c.      Tuliskan notasi sel

Jawab :

a.      Diagram sel volta dan keterangan bagian-bagiannya:


b.      Setengah reaksi oksidasi dan reduksi :

Anoda  : 2Br-(aq)  →  Br2(g) +2e-                     (oksidasi)

Katoda : Cl2(g)  +2e-  → 2Cl-                           (reduksi)

Reaksi sel          2 Br-(saq + Cl2 (g) → Br2 (g) + 2 Cl-(saq 

c.      Lihat gambar, baik dikatoda ataupun anoda menggunakan elektrode Pt, maka notasi sel dituliskan :

Pt/Br2, Br- // Cl-,Cl2/Pt


Ø  Potensial Sel

Potensial elektroda yang dibandingkan dengan elektroda hidrogen yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm disebut potensial elektroda standar (Eo).

Potensial elektroda tersebut mengacu pada reaksi reduksi elektroda sehingga disebut potensial reduksi standart (E0 reduksi).

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui eksperimen dengan menggunakan voltmeter atau dihitung berdasarkan data potensial elektroda standar.

- Unsur yang mempunyai Eo reduksi lebih besar mengalami reaksi reduksi di katoda

- Unsur yang mempunyai Eo reduksi lebih kecil mengalami reaksi oksidasi di anoda

Menurut Masterton, Hurley (2011), besarnya Eo sel dirumuskan:

Tabel 1. Potensial Reduksi Standar pada Suhu 25 o;C

(Sumber : Chemistry_McMurry,2012)


Ø  Deret Volta

Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar membentuk deret yang dikenal sebagai deret keaktifan logam atau deret Volta.

Gambar 3. Deret keaktifan logam

(Sumber : Pustekkom, 2015)


Semakin ke kanan sifat oksidator makin kuat (mudah tereduksi) dan semakin ke kiri sifat reduktor semakin kuat (mudah teroksidasi).



Jadi logam sebelah kiri dapat mendesak (bereaksi, mereduksi) ion logam sebelah kanan, logam Mg dapat mendesak Zn2+, sehingga Mg dapat bereaksi dengan larutan ZnSO4, tetapi Mg tidak dapat bereaksi dengan Na+ sebab Mg terletak disebelah kanan Na.

Ø  Sel Volta Dalam Kehidupan Sehari-hari

a.      Baterai kering (sel Leclanche)

Sel baterai merupakan pengembangan dari sel Leclanche (1839-1882), dengan desain awal yang tetap dipertahankan, yakni sel kering mangan. Sel kering mangan terdiri dari 3 komponen utama yaitu bungkus dalam zink (Zn) sebagai elektroda negatif (anoda), batang karbon (C) sebagai elektroda positif (katoda) dan pasta MnO2 dan NH4Cl yang berperan sebagai elektrolit.

Baterai ini banyak digunakan untuk senter, radio, dan mainan. Potensial sel sebesar 1,5 V dan menurun sejalan dengan lama pemakaian. 


Gambar 4.  Komponen Sel Kering

(Sumber: Masterton, Hurley,2011)

Pada sel kering, reaksi oksidasi terjadi pada logam seng dan reaksi reduksi terjadi pada logam yang inert. Elektrolitnya adalah pasta MnO2, ZnCl2, NHCl dan karbon hitam. Reaksi :

Anoda : Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e-

Katoda : 2MnO2(s) +2NH4+(aq) + 2e- -> Mn2O3(s) +2NH3(aq) + H2O(l)

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

b.   Sel Aki

Aki merupakan sel Volta yang banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Aki disusun dari lempeng timbal (Pb) dan timbal oksida (PbO2) yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H2SO4). Apabila aki memberikan arus maka lempeng timbal bertindak sebagai anoda dan lempeng timbal dioksida (PbO2) sebagai katoda. 



SEL ELEKTROLISIS

Ø  Pengertian Elektrolisis

Elektrolisis adalah proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia, dimana terjadi .penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektrode dan larutan elektrolit. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks).

Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu: 

·        Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au). 

·        Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag).

Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara larutan elektrolit dan elektrode menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu: 

1.      Elektrolisis larutan dengan elektrode inert 

2.      Elektrolisis larutan dengan elektrode aktif 

3.      Elektrolisis leburan dengan elektrode inert

Ø  Ciri Sel Elektrolisis

Sel eleltrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :

·        Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan. 

·        Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis. 

·        Ada sumber arus listrik dari luar, seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah (DC).

Pada elektrolisis, elektroda yang menerima elektron dari sumber arus listrik luar disebut Katoda dan bertindak sebagai kutub negatif, sedangkan elektroda yang mengalirkan elektron kembali ke sumber arus listrik luar disebut Anoda dan bertindak sebagai kutub positif.  Pada katode akan terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi. Katoda merupakan elektroda negative karena menangkap elektron sedangakn anoda merupakan elektroda positif karena melepas elektron. 

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis. 

Ø  Pengertian Sel Elektrolisis

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)

Ø  Rangkaian Sel Elektrolisis



Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anodaKutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ø  Klasifikasi Elektrolisis

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehankation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(l) Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-(l) ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cldi anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cllebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel       : 2H2O(l) + 2Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(g) + 2OH-(aq) …. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas Hdan ion OH­‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cldi anoda. Terbentuknya ion OHpada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi pada SO4-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H2O(l) +  4 e- ——>  2 H2(g) +  4 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H2O(l) ——>   O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e- ……………….. (2)

Reaksi sel           : 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) +  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 OH-(aq) … [(1) + (2)]

6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H2O(l) ……. [(1) + (2)]

2 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Namaupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)dan K2SO4.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu:

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……  (1)

Anoda (+)            :   Cu(s) ——>  Cu2+(aq) +  2 e……………………..  (2)

Reaksi sel            :  Cu(s) + 2H2O(l) ——> Cu2+(aq) +  H2(g) +  2 OH-(aq) .. [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1.      Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda

2.      Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda

3.      Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda

4.      Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Ø  Pengaplikasian Sel Elektrolisis

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

Ø  Perhitungan Stoikiometri dan Hukum Faraday terkait sel Elektrolisis

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

    Faraday  =  Coulomb / 96500

    Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

    Coulomb  =  Ampere  x  Detik

    Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

    Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

    Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1.      Pada elektrolisis larutan AgNOdengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNOdengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-)   :  Ag+  e——>  Ag

Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Gas Oterbentuk di anoda. Mol gas Oyang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

 


Tidak ada komentar:

Posting Komentar