Elektrokimia

ELEKTROKIMIA

1. Pengertian Elektrokimia

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

2. Reaksi reduksi oksidasi

Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi selalu melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu senyawa ke senyawa yang lain dalam suatu reaksi oksidasi reduksi. Oksidasi adalah hilangnya elektron sedangkan Reduksi diperolehnya electron.

Zat pengoksidasi adalah spesies yang melakukan oksidasi, mengambil elektron dari zat yang teroksidasi sedangkan Zat pereduksi adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan elektron kepada zat yang tereduksi. Setelah reaksi zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi lebih rendah.

Contoh:

1. Identifikasikan manakah reduktor dan isolator pada persamaan di bawah ini:

a.MnO2(s) + H2(g) à Mn2O3(s) + H2O(l)

b.Ca(s) + Cl2(g) à CaCl2(s)

c.2H2+ O2(g) à 2H2O(l)

Penyelesaian

a.H2sebagai reduktor karena mengalami kenaikan biloks dan MnO2 sebagai oksidator karena mengalami penurunan biloks

b.Ca sebagai reduktor dan Cl2sebagai oksidator

c.H2 sebagai reduktor dan O2 sebagai oksidator

2. Reaksi pelarutan tembaga(II) sulfida dalam larutan asam nitrat dalam air adalah: CuS(s) + NO₃^-(aq) → Cu₂⁺(aq) + (SO₄)^2-(aq) + NO(g), Identifikasikan manakah reduktor dan isolator

Tahap 1  : Tulis dua reaksi yang belum disetarakan  dari spesies yang dioksidasi dan direduksi

CuS → Cu₂⁺ ) + (SO₄)^2-

NO₃^- à NO

Tahap 2  : Masukkan koefisien untuk menyamakan jumlah atom, kecuali oksigen dan hidrogen

Dalam kasus ini, jumlah atom Cu, S, dan N sudah setara

Tahap 3 : Setarakan oksigen dengan menambahkan H₂O

CuS + 4H₂O → Cu₂⁺ ) + (SO₄)^2-

NO₃^- à NO +  2H2O

Tahap 4 : Setarakan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H₃O⁺ ke tiap sisi yang “kekurangan” hidrogen dan H₂O ke sisi lain. Untuk larutan basa, tambahkan H₂O ke sisi yang “kekurangan” hidrogen dan OH^- ke sisi lain

CuS + 12H₂O → Cu₂⁺+ SO₄^2-+ 8H₃O⁺

NO₃^-+ 4H₃O⁺→ NO + 6H₂O

Tahap 5 : Setarakan muatan dengan menambahkan e-(elektron)

CuS + 12H₂O → Cu2⁺+ SO₄^2-+  8H₃O⁺ + 2e-

NO₃^-+ 4H₃O⁺  +  3e-→ NO + 6H₂O

Tahap 6 : Kalikan kedua setengah-reaksi dengan bilangan yang dipilih untuk membuat jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang diperlukan pada reduksi. Kemudian tambahkan kedua setengah-reaksi, yang menghilangkan elektron. Jika H₃O⁺ , OH^-, atau H₂O muncul di kedua persamaan akhir, hilangkan duplikatnya. Dalam kasus ini, setengah-reaksi oksidasi dikalikan 3 dan setengah-reaksi reduksi dikalikan 8, sehingga :

3CuS + 36H₂O → 3Cu2⁺+ 3 SO₄^2-+  24 H₃O⁺ + 24e-

8 NO₃^-+ 32 H₃O⁺  +  24e-→ 8 NO + 48H₂O

----------------------------------------------------------------------

3 CuS + 8NO₃^- + 8 H₃O⁺  → 3Cu2⁺+ 3 SO₄^2-+  8 NO + 12 H₂O

Disproporsionasi

Terjadi apabila senyawa tunggal dioksidasi dan direduksi

2 H₂O_2(l) → 2 H₂O_(l) + O_2(g)

Oksigen dalam  H₂O₂ dioksidasi menjadi O₂ dan sebagian direduksimenjadi H₂O

3. Sel elektrokimia

Sel elektrokimia merupakan suatu alat yang terdiri dari sepasang elektroda yang dicelupkan ke dalam suatu larutan atau lelehan ionis dan dihubungkan dengan konduktor logam pada rangkaian luar. Sel elektrokimia dapat berupa sel galvani maupun sel elektrolisis

 

1. SEL GALVANI

Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan. Contoh sel galvani adalah sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 1. Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dapat dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer  yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.

Gambar 1. Sel Daniell

Sel Daniell sering pula dimodifikasi seperti yang terlihat pada gambar 2. Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam

Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn²⁺ yang larut

Zn(s)  ® Zn²⁺(aq) + 2e^-       (reaksi oksidasi)

Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari Cu²⁺ dalam larutan.

Cu²⁺(aq) +  2e^-  ®   Cu(s)        (reaksi reduksi)

Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda (elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi ) dan elektroda Cu sebagai katoda (elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi)

Ketika sel Daniell “disetting”, terjadi arus elektron dari elektroda seng  (Zn) ke elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam  tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn²⁺ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn²⁺ dibandingkan dengan ion SO₄^2-yang ada).

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

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

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

Reaksi sebaliknya dari sel Daniell yakni reaksi Zn²⁺(aq) + Cu(s)  ®  Zn(s) +  Cu²⁺(aq)  adalah reaksi redoks yang tidak spontan. Reaksi tersebut dapat terjadi jika pada sel Daniell diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

Jembatan garam

Jembatan garam biasanya berupa tabung berbentuk U yang diisi dengan agar-agar yang dijenuhkan dengan KCl. Jembatan garam berfungsi untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. Karena konsentrasi larutan elektrolit pada jembatan garam lebih tinggi daripada konsentrasi elektrolit di kedua bagian elektroda, maka ion negatif dari jembatan garam masuk ke salah satu setengah sel yang kelebihan muatan positif dan ion positif dari jembatan garam berdifusi ke bagian lain yang kelebihan muatan negatif.

Dengan adanya jembatan garam terjadi aliran electron yang kontinu melalui kawat pada rangkaian luar dan aliran ion-ion melalui larutan sebagai akibat dari reaksi redoks yang spontan yang terjadi pada kedua elektroda.

Jika kedua elektrolit pada sel dipisahkan sama sekali tanpa adanya jembatan garam, maka dapat dilihat bahwa aliran electron akan segera berhenti. Hal ini terjadi karena pada kedua elektroda terjadi ketidaknetralan listrik, di satu bagian  kelebihan muatan positif dan di bagian lain kelebihan muatan negatif. Dengan adanya jembatan garam dapat terjadi penetralan muatan listrik di setiap elektroda melalui difusi ion-ion, akan tetapi kedua larutan elektroda tetap dapat dijaga untuk tidak saling bercampur secara bebas, sebab kalau dibiarkan bercampur maka ion-ion Cu²⁺ akan bereaksi langsung dengan elektroda Zn, dan electron tidak akan mengalir melalui kawat pada rangkaian luar.

Penggunaan agar-agar mempunyai keuntungan, diantaranya menjaga agar larutan elektrolit di  satu bagian elektroda tidak mengalir ke bagian elektroda lainnya saat permukaan kedua larutan elektrolit di kedua elektrolit berbeda.

Adanya jembatan garam menyebabkan adanya pertemuan cairan elektrolit. Hal ini    menyebabkan munculnya potensial perbatasan di kedua cairan, tapi potensial cairan-perbatasan (E_j) antara larutan KCl (pekat dalam agar-agar) dengan larutan encer pada setengah sel sangat kecil. Hal ini terjadi karena larutan KCl yang digunakan  pekat sehingga potensial perbatasan terutama ditentukan oleh ion-ion dari larutan tersebut, sementara ion-ion dari larutan encer  memberikan kontribusi yang dapat diabaikan terhadap potensial perbatasan.

Karena mobilitas ion K⁺ dan Cl^- dalam air hampir sama, maka ion-ion ini berdifusi keluar dari jembatan garam ke dalamlarutan encer pada kecepatan yang hampir sama dan oleh karena itu potensil perbatasannya juga sangat kecil.

Pertemuan cairan perbatasan dengan adanya jembatan garam ada dua pertemuan yakni antara KCl jenuh dengan kedua larutan encer dari setiap bagian elektroda. Hal ini akan semakin memperkecil potensial perbatasan nettonya karena adanya pengurangan sebagai akibat dari arahnya yang saling berlawanan.

2. SEL ELEKTROLISIS

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina.

Gambar 2. Elektrolisis lelehan NaCl

  Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif Power Supply – DC akan menjadi kutub negatif sel dan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif power supply akan menjadi kutub positif dari sel. Ion-ion Na⁺ akan bergerak menuju kutub negatif dan pada elektroda tersebut terjadi reaksi :

       

Na⁺  +   e^-  ® Na           (reduksi)

Ion-ion Cl^- bergerak menuju elektroda positif dan pada elektroda tersebut terjadi reaksi:

2Cl^-  ®  Cl₂  +   2e^-         (oksidasi)

Karena pada elektroda negatif terjadi reaksi reduksi maka elektroda tersebut  merupakan katoda. Pada elektroda positif terjadi reaksi oksidasi. Oleh karena itu elektroda tersebut merupakan anoda.

Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

4. Hukum Farraday

Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda).

Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.

W ∼ Q

W ∼ I.t

W = e. I . t

       get. I . t

           F

      Ar. I. t

         nF

dengan : w = berat zat yang diendapkan (g).

Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C)

e = tetapan = (gek : F)

I = kuat arus listrik (A).

t = waktu (dt).

gek = massa ekivalen zat (gek).

Ar = massa atom relative

n = valensi ion.

F = bilangan faraday = 96 500 C.

Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 10²³ e¯

1 gek ∼ 1 mol e¯

Jika arus listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan AgNO₃ maka akan diendapkan 1 gram ekivalen Ag.

Ag⁺ _(aq) + e¯ → Ag _(s)

1 mol e¯ ∼ 1 mol Ag ∼ 1 gram ekivalen Ag

Untuk mendapatkan 1 gram ekivalen Ag diperlukan 1 mol e¯

1 gram ekivalen Ag = 1 mol e¯ = 1 mol Ag = 108 gram Ag

Jika listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan CuSO₄ maka akan diendapkan 1 gek Cu.

Cu²⁺ _(aq) + 2e¯ → Cu _(s)

2 mol e¯ ∼ 1 mol Cu

1 mol e¯ ∼ ½ mol Cu

1 gek Cu = 1 mol e¯ = ½ mol Cu = (½ x 64) gram Cu = 32 gram Cu

Q = banyaknya arus listrik yang dialirkan (Coulomb) = I . t (Ampere.detik)

Muatan 1 e¯ = 1,6 x 10¯¹⁹ C

Muatan 1 mol e¯ = (6,02 x 10²³) x (1,6 x 10¯¹⁹) C

≈ 96 500 C

= 1 F

Contoh soal:

1. Berapa gram Ni yang diendapkan pada elektrolisis larutan NiSO₄ dengan arus listrik

24 125 C ?

Jawab: NiSO_{4 (aq)} → Ni²⁺ _(aq) + SO₄²¯ _(aq)

    59 g/mol x 24 125 C

w =                                               = 7,375 g

                                                        2 x 96 500 C/mol

2. Bila arus 20 A dialirkan melalui leburan kriolit yang mengandung Al₂O₃ selama 50 menit, berapa gram Al yang terbentuk dan berapa liter gas O₂ yang timbul jika diukur pada keadaan standar (STP) ?

Jawab:

27 g/mol x 20 A x 50 menit x 60 dt/menit

massa Al =                                                                            = 5,60 g

3 x 96 500 C/mol

16 g/mol x 20 A x 50 menit x 60 dt/menit

massa O =                                                                         = 4,97 g

2 x 96 500 C/mol

Volume gas pada keadaan STP = 22,4 L/mol

4,97 g

Volume O₂ =                  x 22,4 L/mol = 3,48 L

32 g/mol

Hukum Faraday II: Massa dari bermacam-macam zat yang timbul pada elektrolisis dengan jumlah listrik sama, berbanding lurus dengan massa ekivalennya.

Contoh:

Jika arus 1 F dialirkan ke dalam tiga larutan, yaitu CuSO₄, AuCl₃ dan AgNO₃, maka perbandingan massa Cu : Au : Ag sesuai dengan perbandingan massa ekivalennya, yaitu

                                Ar _Cu           Ar _Au      Ar _Ag

W _Cu : W _Au : W _Ag =           :           :

                                   n _Cu           n _Au          n _Ag

    64      197     108

=        :          :           = 96 : 197 : 324

      2        3          1

5. Potensial Sel, Energi Bebas dan Kesetimbangan

Kerja listrik

W listrik = - Q E

Tanda negatif muncul karena W listrik = - It E

Konvensi termodinamika

Termodinamika menunjukkan sebuah hubungan penting antara perubahan energi bebas (∆G), dari suatu reaksi kimia spontan pada suhu dan tekanan konstan, serta kerja listrik maksimum yang mampu dihasilkan dari reaksi

– W listrik.maks = |∆G| (pada T dan P konstan)

Jika sel difungsikan takreversibel (arus yang besar dimungkinkan untuk mengalir)

∆G = W listrik.rev

Jika sel difungsikan reversibel

∆G = Wlistrik = - QE = - nFE (reversibel)

Contoh:

Sebuah aki 6,00 V memberikan arus konstan sebesar 1,25 A selama periode 1,5 jam. Hitung muatan total Q (dalam coulomb) yang melewati rangkaian dan kerja listrik yang dilakukan oleh aki!

Penyelesaian:

Muatan total adalah

Q = It = (1,25 C/detik)(1,50 jam)(3600 detik/jam) = 6750 C

Kerja listrik adalah

W elek  = - Q E = - (6750 C)(6,00 J/C) = - 4,05 x 104J

Ini adalah kerja yang dilakukan pada aki, sehingga kerja yang dilakukan oleh aki adalah

negatifnya dari nilai tersebut, yaitu +40,5 kJ.

Keadaan standar dan tegangan sel

Energi bebas standar (∆G°),

∆G° = - n F E°

Tegangan setengah-sel

Untuk setengah-sel Zn2⁺|Zn dan Cu²⁺|Cu, setiap setengah-sel ditulis sebagai sebuah reduksi:

Zn2+(aq) + 2e-→ Zn(s) E° = - 0,76 V

Cu2+(aq) + 2e-→ Cu(s) E°=  +0,34V

Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif (lebih besar) berlangsung sebagai reaksi reduksi dan terjadi di katoda. Potensial reduksi yang kurang positif (lebih kecil) berlangsung sebagai reaksi oksidasi di anoda.

Tekanan 1 atm dan suhu tertentu

Apabila larutan ideal, konsentrasi zat terlarutnya adalah 1 M

∆E° = E°

(katoda)

- E°

(anoda)

6. Persamaan Nernst

E = E° - ln Q

E = E° - logQ

(pada 25°C)

Pengukuran tetapan kesetimbangan

log K = E°

(pada 25°C)

0,0592 nRT n F / 0,0592 n

Aplikasi pada persamaan nernst :

•       Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eosel

•       Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eosel

•       Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eosel

•       Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

            Esel = Eosel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25oC)

Contoh Soal :

Hitung konstanta kesetimbangan dari reaksi:

Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s)

Diketahui:

E° Fe2+/Fe = - 0,44 V dan E° Cu2+/Cu = 0,34 V

Penyelesaian:

Katoda

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-   E° = 0,44 V

Anoda

Cu2+(aq) + 2e-Cu(s)   E°= 0,34 V

Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) +Cu(s) E° sel = 0,78 V

Log K = 2(0,78)/0,0592

K = 2,24 x 10²⁶

pH Meter

Kawat perak berlapis AgCl

Membran kaca tipis

HCl 1,0 M

Kawat platina

Larutan KCl dan Hg2Cl2 jenuh

Kalomel padat (Hg2Cl2(s))

Merkuri

Tutup berpori

Larutan yang pH-nya tidak diketahui

Persamaan Nernst untuk sel pH meter

E = E° - log pH

E = E(ref) + (0,0592 ) pH

pH = 0,0592 V

n∆E – ∆E(ref) 0,0592

E – E(ref) 0,0592

7. Sel Accu dan bahan Bakar

1). Sel Accu

Pada sel accu, sebagai kutub negatif adalah logam Pb, kutub positif adalah logam Pb dilapis PbO₂ dan elektrolitnya adalah larutan H₂SO₄. Setiap pasang sel menghasilkan voltage (E) sebesar ± 2 volt.

 Pb_(s) + SO₄²¯ _(aq) → PbSO_{4 (s)} + 2e¯

PbO2 (s) + SO₄²¯ (aq) + 4H⁺ (aq) + 2e¯ → PbSO4 (aq) + 2H2O _{( l )}

———————————————————————————————— +

Pb _(s) + PbO_{2 (s)} + 2H₂SO_{4 (aq)}      → 2PbSO_{4 (s)} + 2H₂O _{( l )}

2). Sel Leclanche (sel kering)

Sel Leclance contohnya batu baterai. Pada batu baterai biasa, sebagai kutub negatif adalah logam Zn, kutub positif adalah batang grafit (C) dibungkus MnO₂ dan elektrolitnya adalah pasta NH₄Cl dan ZnCl₂. Potensial listrik (Voltage) yang dihasilkan ± 1,5 volt. Reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi adalah:

Zn _(s) → Zn²⁺ _(aq) + 2e¯

2MnO_{2 (s)} + H₂O _{( l )} + 2e¯ → Mn₂O_{3 (s)} + 2OH ¯_(aq)

————————————————————————————————— +

Zn _(s) + 2MnO_{2 (aq)} + H₂O _{( l )} → Zn²⁺_(aq) + 2OH ¯ _(aq) + Mn₂O_{3 (s)}

Terjadi juga reaksi lain, yaitu OH¯ yang terbentuk bereaksi dengan NH₄Cl menghasilkan NH₃, selanjutnya NH₃ yang terjadi diikat Zn²⁺

2NH₄Cl _(aq) + 2OH ¯ _(aq) → 2NH_{3 (aq)} + 2Cl ¯ _(aq) + 2H₂O _{( l )}

Zn ²⁺ _(aq) + 4NH_{3 (g)} + 4Cl ¯ _(aq) → [Zn(NH₃)₄]Cl_{2 (s)}

Pada batu baterai biasa yang menggunakan anoda logam Zn, katoda batang C, dan elektrolitnya pasta berair dari campuran NH₄Cl, MnO₂, dan serbuk C, reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi adalah:

Zn _(s) → Zn²⁺ _(aq) + 2e¯

2MnO2 _(s) + 2H2O _{( l)} + 2e¯ → 2MnO(OH) _(s) + 2OH ¯_(aq)

————————————————————————————————— +

Zn _(s) + 2MnO_{2 (aq)} + 2H₂O _{( l )}          → Zn²⁺_(aq) + 2MnO(OH) _(s) + 2OH ¯ _(aq)

Reaksi lainnya yaitu OH ¯ yang terbentuk bereaksi dengan NH₄⁺ menghasilkan NH₃, selanjutnya NH₃ yang terjadi diikat Zn²⁺

2NH₄⁺ _(aq) + 2OH ¯ _(aq) → 2NH_{3 (aq)} + 2H₂O _{( l )}

Zn ²⁺ _(aq) + 2NH_{3 (g)} + 2Cl ¯ _(aq) → [Zn(NH₃)₂]Cl_{2 (s)}

Pada batu baterai alkaline, sebagai anoda digunakan Zn, sebagai katoda MnO₂, dan sebagai elektrolitnya KOH. Potensial listrik yang dihasilkan ± 1,5 volt. Reaksi oksidasi reduksi yang terjadi adalah:

Zn²⁺_(aq) + 2OH ¯ _(aq) ⎯→ Zn(OH)_{2 (s)} + 2e¯

2MnO2 _(s) + 2H2O _{( l )} + 2e¯ ⎯→ 2MnO(OH) _(s) + 2OH ¯_(aq)

————————————————————————————————— +

Zn _(s) + 2MnO_{2 (aq)} + 2H₂O _{( l )} ⎯→ Zn(OH)_{2 (s)} + 2MnO(OH) _(s)

Pada baterai perak oksida - zink seperti yang biasa digunakan pada arloji, sebagai anoda digunakan Zn, sebagai katoda digunakan Ag₂O, dan sebagai elektrolitnya KOH. Potensial listrik yang dihasilkan ± 1,5 volt. Reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi adalah:

Zn _(s) + 2OH ¯ _(aq) → Zn(OH)_{2 (s)} + 2e¯

Ag₂O _(s) + H₂O _{(l )} + 2e¯ → 2Ag _(s) + 2OH ¯_(aq)

——————————————————————————— +

Zn _(s) + Ag₂O _(s) + H₂O _{(l )} → Zn(OH)_{2 (s)} + 2Ag _(s)

Pada baterai nikel - kadmium yang dapat dicas ulang, potensial listrik yang dihasilkan ± 1,35 volt. Reaksinya dapat berlangsung bolak-balik, yaitu:

Cd _(s) + 2Ni(OH)_{3 (s)} → CdO _(s) + 2NI(OH)_{2 (s)} + H₂O _(l)

3). Sel bahan bakar (fuel cell)

Sel bahan bakar biasanya menggunakan oksigen pada kotoda dan suatu gas yang dapat dioksidasi pada anoda, biasanya gas hidrogen. Reaksinya adalah:

H_{2 (g)} + 2OH ¯ _(aq) → 2H₂O (g) + 2e¯

O_{2 (g)} + H₂O _(g) + 2e¯ → HO₂¯ (aq) + OH ¯_(aq)

HO₂¯ (aq) → 1/2 O₂ (g) + OH ¯_(aq)

———————————————————————————— +

H_{2 (g)} + 1/2 O_{2 (g)} → H₂O _(g)

Sel bahan bakar sudah banyak dikembangkan sebagai sumber penghasil listrik yang sangat bersih, ramah lingkungan, aman dan mempunyai resiko yang sangat kecil. Penggunaannya antara lain untuk keperluan di rumah sakit, rumah perawatan, hotel, perkantoran, sekolah, bandar udara, dan penyedia tenaga listrik, misalnya pembangkit tenaga listrik dalam pesawat ruang angkasa. Di Amerika, Eropa, dan Jepang sudah dikembangkan mobil bebas polusi yang menggunakan sel bahan bakar. Sebagai bahan bakar utamanya adalah gas hidrogen yang disimpan dalam tangki bahan bakar dan diberi tekanan yang tinggi sehingga mencair. Gas hidrogen dialirkan ke anoda dan pada katoda dialirkan gas oksigen yang diperoleh dari udara.

8. Korosi dan Pencegahannya

Korosi

Beberapa daerah logam berperan sebagai anoda dan daerah lain sebagai katoda.

Anoda : Besi berubah menjadi ion ferro (Fe2+)

Permukaan logam menjadi berlubang (kehilangan logam karena oksidasi besi dan aliran ion logam ke katoda)

Katoda : Ion ferro yang terbentuk secara simultan pada anoda kemudian bermigrasi ke katoda, dan selanjutnya dioksidasi oleh O2membentuk karat (Fe2O3. xH2O)

Pencegahan korosi

- Pelapisan logam dengan cat atau plastic

- Pasivasi (pembentukkan lapisan tipis logam oksida di permukaan logam)

9. Elektrolisis dalam larutan berair

Elektrolisis air antara elektroda lembam seperti platina:

2H3O⁺(aq) + 2e-→ H2(g) + 2H2O(l) (katoda)

3H2O(l) → ½O2(g) + 2H3O+(aq) + 2e-(anoda)

H2O(l) → H2(g) + ½O2(g)

Berdasarkan definisinya, potensial E° untuk reaksi katoda adalah 0 V, tetapi karena konsentrasi H3O+(aq) dalam air murni bukan 1 M tetapi 1 x 10-7M, maka E berbeda dengan E° dan sama dengan

E katoda = E° katoda -log10

Qhc = 0,00 –log E katoda

= 0,00 -log = - 0,414 V

0,0592 V n

0,0592 V 2 P H2[H3O⁺]₂

0,0592 V 21[10-7]2

Setengah-reaksi anoda ditulis sebagai reaksi reduksi:

½O2(g) + 2H3O+(aq) + 2e-→ 3H2O(l)

Tabel potensial reduksi standar memberikan ξ° = 1,229 V. Pada kasus ini, konsentrasi H3O+(aq) cenderung = 1 x 10-7M dan bukan 1 M, sehingga

Jika P O2 = 1 atm.

Tegangan sel total adalah

E = E katoda – E anoda = - 0,414 – 0,815 = -1,229 V Potensial penguraian air.

Tanda negatif berarti proses tidak berlangsung spontan; dan hanya dapat berlangsung dengan memberikan tegangan luar yang cukup untuk mengatasi tegangan intrinstik sel

E anoda = E° -log= 1,299 -log = 0,815 V

0,0592 V 21(P O2)½[H3O⁺]₂

0,0592 V 21[10-⁷]₂

Elektrolisis larutan NaCl 0,10 M

Katoda :

Na+(0,1 M) + e- → Na(s)……………………......……(1)

atau 2H3O+(10-7M) + 2e-→ H2(g) + 2H2O(l)…….(2)

Anoda :

Cl-(0,1 M) → ½Cl2(g) + e-……………………………….(3)

Atau

 3H2O(l) → ½O2(g) + 2H3O+(10-7M) + 2e-……..(4)

Tidak setiap pasangan proses reaksi dapat berlangsung.

Untuk katoda, potensial reduksi setengah-reaksi pertama;

E (Na+|Na) = E° (Na+|Na) -log = - 2,71 – 0,06 = - 2,77 V

Karena nilai -2,77 lebih kecil dari E(H3O+(10-7)|H2) = -4,414 reduksi Na+ (reaksi katoda 1) tidak mungkin terjadi. Yang terjadi adalah reaksi katoda 2.

0,0592 V 11[Na⁺]

  

DAFTAR PUSTAKA

www. Google. Com

www. Yahoo.com

 www.ilkom.unsri.ac.id

kimia.upi.edu

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi ke-4. Diterjemahkan oleh Irma I. Kartohadiprojo. Penerbit Erlangga. Jakarta

bebas.vlsm.org

www.e-dukasi.net

ocw.gunadarma.ac.id

bima.ipb.ac.id