Reaksi Redoks, Sel Elektrokimia, Elektrolisis, Volta, Korosi, Bilangan Oksidasi

Reaksi Redoks, Sel Elektrokimia, Elektrolisis, Volta, Korosi, Bilangan Oksidasi - Pada bab ini, Anda akan diajak untuk dapat menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari dengan cara menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri, serta menjelaskan reaksi oksidasireduksi dalam sel elektrolisis dan menerapkan Hukum Faraday untuk eletrolisis larutan elektrolit. Anda tentu mengenal baterai, alat yang dapat menghasilkan arus listrik. Berbagai jenis baterai dalam berbagai bentuk dan tegangan telah banyak dibuat untuk menjalankan peralatan-peralatan elektronik. Pada prinsipnya, arus yang dihasilkan baterai disebabkan oleh reaksi kimia, yaitu reaksi redoks. Selain baterai, penerapan reaksi redoks banyak digunakan di dalam kehidupan sehari-hari, contoh pemanfaatan lainnya adalah pada penyepuhan logam. Proses penyepuhan logam, seperti pelapisan kromium pada mesin kendaraan bermotor sehingga terlihat mengilap, menggunakan sel elektrolisis. Bagaimanakah proses elektrolisis terjadi? Bagaimana pula reaksi yang terjadi pada baterai? Pada bab ini, Anda akan mempelajari penyetaraan reaksi redoks dan penerapannya pada sel elektrokimia, seperti sel Volta/sel Galvani dan sel elektrolisis serta pemanfaatannya.

A. Reaksi Redoks

Konsep reduksi dan oksidasi (redoks) berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen, penyerahan dan penerimaan elektron, serta peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi telah Anda pelajari di Kelas X Bab 7. Konsep redoks pada Kelas X baru diterapkan dalam memberi nama senyawa sehingga dapat membedakan apa nama untuk CuO dan Cu2O serta memahami penerapan konsep redoks dalam mengatasi masalah lingkungan. Selain itu, masih banyak penerapan reaksi reduksi oksidasi dalam kehidupan sehari-hari, misalnya reaksi yang terjadi pada baterai kering, sel aki, penyepuhan dan pemurnian logam, serta penanggulangan korosi.

Reaksi reduksi dan oksidasi merupakan reaksi yang berlangsung pada proses-proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrik dan proses kimia yang menggunakan arus listrik. Bagaimana reaksi-reaksi itu terjadi? Pada bab ini akan dibahas lanjutan penerapan reaksi redoks dalam menyetarakan persamaan reaksi dan sel elektrokimia. 

Suatu reaksi dinyatakan setara, apabila:

a. jumlah atom di ruas kiri sama dengan jumlah atom di ruas kanan;
b. jumlah muatan di ruas kiri sama dengan jumlah muatan di ruas kanan.

Reaksi redoks sederhana dapat disetarakan dengan mudah, namun reaksi yang rumit harus ditangani secara khusus. Ada dua cara untuk menyetarakan reaksi dengan cara redoks, yaitu:

1. cara bilangan oksidasi;
2. cara setengah reaksi/ion elektron.

1. Cara Bilangan Oksidasi

Penyetaraan persamaan reaksi redoks menggunakan cara bilangan oksidasi (biloks) dilakukan dengan cara menyamakan jumlah elektron yang dilepas oleh reduktor dan elektron yang diikat oleh oksidator. Banyaknya elektron yang dilepas ataupun diterima ditentukan melalui perubahan biloks yang terjadi. Dalam reaksi redoks, H2O sering terlibat di dalam reaksi. Oleh karena itu, molekul H2O perlu dituliskan dalam persamaan reaksi. Begitu pula ion H+ dan OH–, kadang-kadang perlu dituliskan dalam persamaan reaksi redoks untuk menyatakan apakah reaksi berlangsung dalam suasana asam atau basa.

Contoh Soal 1 :

Setarakan persamaan untuk reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit dengan hadirnya asam sulfat untuk membentuk kalium sulfat, mangan(II) sulfat, natrium sulfat, dan air.

Kunci Jawaban :

Langkah 1 :

Kalium permanganat + natrium sulfit + asam sulfat → kalium sulfat + mangan(II) sulfat + natrium sulfat + air

Langkah 2 :

KMnO₄(aq) + Na₂SO₃(aq) + H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + MnSO₄(aq) + Na₂SO₄(aq) + H₂O(l) (reaksi belum setara)

Langkah 3 :

Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur dalam persamaan itu:

Langkah 4 :

Pilihlah unsur-unsur yang mengalami perubahan dalam bilangan oksidasi, artinya yang mengalami oksidasi atau reduksi.

Langkah 5 :

Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diikat agar jumlah elektron yang dilepaskan sama dengan yang diikat. Jumlah elektron yang dilepaskan harus dikalikan 5, jadi 2 × 5 = 10 elektron.

Adapun jumlah elektron yang diikat dikalikan 2 sehingga menjadi 5 × 2 = 10 elektron.  Persamaan menjadi:

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + ? H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + ? H₂O(l)

Langkah 6 :

Dengan memeriksa ruas kiri dan ruas kanan, tentukan banyaknya mol yang belum disetarakan, dalam hal ini H2SO4 dan H2O yang diperlukan untuk menyetarakan persamaan. Seperti yang ditunjukkan oleh persamaan dalam langkah 5, 8 mol belerang ditunjukkan di sebelah kanan (KMnO₄, 2 MnSO₄  dan 5 Na₂SO₄ . Agar di kiri juga menunjukkan 8 mol, harus ditetapkan 3 mol untuk H₂SO₄.

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + 3 H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + ? H₂O(l)

Banyaknya air dapat dihitung dengan dua cara:

a. Banyaknya total atom oksigen yang ditunjukkan di ruas kiri persamaan terakhir adalah 35 dan di kanan adalah 32 mol, tidak termasuk H2O. Jadi, harus ditambahkan 3 mol air.

b. Banyaknya atom hidrogen yang ditunjukkan di kiri adalah 6 mol (3 H2SO4). Jadi, harus ditetapkan 3 mol air.

Jadi, persamaan yang setara adalah :

2 KMnO₄(aq) + 5 Na₂SO₃(aq) + 3 H₂SO₄(aq) → K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 5 Na₂SO₄(aq) + 3 H₂O(l)

Perhatikan beberapa contoh penyelesaian reaksi redoks dengan cara biloks berikut.

Contoh Soal 2 :

Setarakanlah reaksi berikut.

ZnS(s) + HNO₃(aq) → ZnSO₄(aq) + NO(g) + H₂O(l)

Kunci Jawaban :

2. 3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + H₂O(l)

3. 3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + 4 H₂O(l)

Jadi, persamaan reaksi yang setara adalah

3 ZnS(s) + 8 HNO₃(aq) → 3 ZnSO₄(aq) + 8 NO(g) + 4 H₂O(l)

Contoh Soal 3 :

Setarakanlah reaksi antara KMnO4 dengan KI dalam suasana basa.

Kunci Jawaban :

3. 2 MnO₄^–(aq) + 6 I^–(aq) → 2 MnO₂(s) + 3 I₂ (aq)

4. 2 MnO₄^–(aq) + 6 I^– (aq) → 2 MnO₂(s) + 3 I₂(aq) + 8 OH–(aq)

5. 2 MnO₄^– (aq) + 6 I^– (aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂(s) + 3 I₂ (aq) + 8 OH^–(aq)

6. 2 KMnO₄(aq) + 6 KI(aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂ (s) + 3 I₂(aq) + 8 KOH(aq)

Jadi, persamaan reaksi yang setara adalah :

2 KMnO₄(aq) + 6 KI(aq) + 4 H₂O(l) → 2 Mn O₂ (s) + 3 I₂ (aq) + 8 KOH(aq)

Contoh Soal 4 :

Reaksi redoks berikut:

a Fe²⁺ + MnO₄^–+ b H⁺ → c Fe³⁺ + Mn²⁺ + d H₂O

Harga a, b, c, dan d berturut-turut adalah ....

Kunci Jawaban :

II. 5 Fe²⁺ + MnO₄–→ 5 Fe³⁺ +Mn²⁺

III. 5 Fe²⁺ + MnO₄ –+8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺

IV. 5 Fe²⁺ + MnO₄– +8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

2. Cara Setengah Reaksi/Ion Elektron

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara ini dilakukan dengan membagi reaksi menjadi 2 bagian, yaitu:

a. sistem yang teroksidasi;

b. sistem yang tereduksi.

Penyelesaian dilakukan untuk setiap bagian, dilanjutkan dengan penyetaraan jumlah elektron yang terlibat pada bagian a dan b, yang diakhiri dengan menjumlahkan kedua reaksi.

Contoh Soal 5 :

Setarakan persamaan untuk reaksi natrium dikromat (Na2Cr2O7) dan asam klorida untuk menghasilkan natrium klorida, kromium(III) klorida, air, dan klorin.

Kunci Jawaban :

Langkah 1 :

Natrium dikromat + asam klorida → natrium klorida + kromium (III) klorida + air + klorin

Langkah 2 :

Na₂Cr₂O₇(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + CrCl₃(aq) + H₂O(l) + Cl₂(g) (tidak setara)

Tuliskan bentuk ion setiap zat, baik untuk persamaan reduksi maupun untuk oksidasi. Untuk persamaan reduksi:

Cr₂O7^2–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) (belum lengkap)

Dengan mengetahui bahwa oksigen akan membentuk air, diperoleh :

Cr₂O₇^2–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) (belum lengkap)

Juga mengetahui bahwa ion hidrogen harus bergabung dengan oksigen untuk membentuk air, maka diperoleh :

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) (setara)

Dengan menambahkan elektron secukupnya pada ruas kiri untuk menyetarakan muatan maka persamaan menjadi:

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l)

Untuk persamaan oksidasi:

2 Cl^–(aq) → Cl₂(g)

Sebanyak 2 e^– harus ditambahkan di ruas kanan agar muatannya menjadi setara

2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–

Langkah 4 :

Selanjutnya kedua reaksi reduksi dan oksidasi dijumlahkan:

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺ + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l)

3(2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–)

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

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 Cl^–(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g) + 6 e^–

Persamaan kedua dikalikan 3 sehingga jumlah elektron yang dilepaskan dalam oksidasi sama dengan elektron yang diterima dalam reduksi (elektron saling menghabiskan).

Cr₂O₇^2–(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 Cl^–(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Untuk menuliskan persamaan keseluruhan yang setara, dikembalikan ke persamaan reaksi molekul dengan memasukkan 2 ion Na+ untuk setiap Cr₂O₇^2– dan satu Cl^– untuk setiap H⁺. Persamaan akhir adalah

7Na₂Cr₂O₇(aq) + 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl₃(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Jadi, persamaan yang setara adalah :

7Na₂Cr₂O₇(aq) + 14 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 CrCl₃(aq) + 7 H₂O(l) + 3 Cl₂(g)

Contoh Soal 6 :

Setarakan persamaan reaksi berikut:

                                   asam
MnO₄^–(aq) + Cl^–(aq)   →    Mn²⁺(aq) + Cl₂(g)

Kunci Jawaban :

MnO₄^–(aq) → Mn²⁺(aq) (reduksi)

Cl^–(aq) → Cl₂(g) (oksidasi)

Menyetarakan jumlah atom O dilakukan dengan penambahan H₂O jika suasana reaksi asam. Jumlah H dari H2O yang ditambahkan disetarakan dengan penambahan H+ di ruas lain.

Jika suasana reaksi basa menyetarakan jumlah atom O dilakukan dengan penambahan OH– di ruas lain. Jumlah H+ dan OH– yang ditambahkan disetarakan dengan penambahan H₂O di ruas lainnya.

Reduksi : (MnO₄^–(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e^– → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l)) × 2

Oksidasi: (2 Cl^–(aq) → Cl₂(aq) + 2 e^–) × 5

Reduksi dikali 2 dan oksidasi dikali 5 untuk menyetarakan jumlah elektron. Jumlah kedua reaksi:

Jadi, persamaan yang setara adalah :

2 MnO₄^–(aq) + 16 H⁺(aq) + 10 Cl^–(aq) → 2 Mn²⁺(aq) + 5 Cl₂(g) + 8 H₂O(l)

Contoh Soal 7 :

Setarakan persamaan reaksi redoks berikut.

                                 

                                 basa

MnO₄^–(aq) + I–(aq)   →   MnO₂(s) + I₂(aq)

Kunci Jawaban :

1. MnO₄^–(aq) → Mn²⁺(aq) (reduksi)

    I^–(aq) → I₂(aq) (oksidasi)

2. MnO₄^–(aq) + 4 H₂O(l) → Mn²⁺ + 8 OH^–

    2 I^–(aq) → I₂(aq)

3. (MnO₄^–(aq) + 4 H₂O(l) + 5 e^– → Mn²⁺(aq) + 8 OH^–(aq)) × 2

    (2 I^– → I₂ + 2 e^–) × 5

4. 2 MnO₄^– (aq) + 8 H₂O (l) + 10 e^– + 10 I–(aq)→ 2 Mn²⁺(aq) + 16 OH^– (aq) + 5 I₂(aq) + 10 e^–

5.  2 MnO₄^– (aq) + 10 I^–(aq) + 8 H₂O (l) → 2 Mn²⁺ (aq) + 16 OH^– (aq) + 5 I₂(aq)

Contoh Soal 8 :

Setarakan persamaan reaksi berikut.

K₂Cr₂O₇(aq) + H₂C₂O₄(aq) + H₂SO₄(aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + H₂O(l) + CO₂(g) + K₂SO₄(aq)

Kunci Jawaban :

1. Cr₂O₇^2–(aq) → Cr³⁺(aq) (reduksi)

    Cr₂O₇^2–(aq) → CO₂(g) (oksidasi)

2. 2 Cr₂O₇^2–aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l) (reduksi)

    2 Cr₂O₇^2–(aq) →2 CO₂(g) + 2 e^–

3. (Cr₂O7^2–(aq) + 14 H+(aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l)) × 1

    (Cr₂O7^2–(aq) →2 CO₂(g) + 2 e^–) × 3

4. Cr₂O₇^2–(aq) + 3 C₂O₄^2–(aq) + 14 H⁺(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂(g)

5. K₂Cr₂O₇(aq) + 3 H₂C₂O₄ (aq) + 4 H₂SO₄(aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂ (g) + K₂SO₄(aq)

Jadi, persamaan yang setara adalah :

K₂Cr₂O₇ (aq) + 3 H₂C₂O₄ (aq) + 4 H₂SO₄ (aq) → Cr₂(SO₄)₃(aq) + 7 H₂O (l) + 6 CO₂ (g) + K₂SO₄(aq)

B. Sel Elektrokimia

Dalam elektrokimia dipelajari reaksi-reaksi yang disertai perpindahan elektron (reaksi redoks). Pada proses ini, energi kimia diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya. Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi lainnya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat kemudian akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia.

Sel elektrokimia dibedakan atas:

a. Sel Volta/Sel Galvani

b. Sel elektrolisis

Persamaannya:

1. Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakan elektrode, yaitu katode, anode, dan larutan elektrolit.
2. Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks, pada katode terjadi reduksi, sedangkan pada anode terjadi oksidasi.

Perbedaannya dapat Anda lihat pada tabel berikut.

Tabel 1. Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektolisis

	Sel Volta	Sel Elektrolisis
1.	Energi kimia diubah menjadi energi listrik	Energi listrik diubah menjadi energi kimia
2.	Katode adalah kutub positif	Katode adalah kutub negatif
3.	Anode kutub negatif	Anode kutub positif
4.	Reaksi spontan	Reaksi tidak spontan

Telah dipelajari sebelumnya bahwa logam-logam pada umumnya memiliki sifat energi ionisasi yang relatif rendah dan afinitas elektron yang relatif kecil. Oleh karena itu, unsur-unsur logam cenderung mengalami oksidasi (melepaskan elektron) dan bersifat reduktor.

Jika kita reaksikan suatu logam dengan asam, misalnya:

Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H₂(g)

Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂(g)

2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl₃(aq) + 3 H₂(g)

Reaksi pertama di atas dapat dituliskan :

Na(s) + 2 H⁺(aq) → Na⁺(aq) + H₂(g)

Pada reaksi logam dengan asam, atom logam mengalami oksidasi dan ion hidrogen mengalami reduksi. Namun, tidak semua logam mampu bereaksi dengan asam, contohnya perak dan tembaga tidak mampu mereduksi ion hidrogen.

Ag(s) + H⁺(aq) → tidak bereaksi

Cu(s) + H⁺(aq) → tidak bereaksi

Reaksi redoks antara logam dan asam berlangsung spontan bergantung pada mudah atau sukarnya logam itu mengalami oksidasi (kuat atau lemahnya sifat reduktor). Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

Li K Ba Ca Na Mg Al Nu Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn (H) Cu Ag Hg Pt Au

Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H+ (tidak bereaksi dengan asam).

Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

atau

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Contoh Soal 9 :

Manakah logam-logam berikut ini yang dapat bereaksi dengan larutan HCl untuk menghasilkan gas H2?

K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb

Kunci Jawaban :

Logam-logam yang tepat bereaksi dengan asam adalah logam yang terletak di sebelah kiri H dalam deret Volta yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb. Adapun logam-logam Ag, Hg, dan Pt terletak di sebelah kanan H sehingga tidak bereaksi dengan asam. Jadi, logam yang dapat bereaksi dengan HCl adalah K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.

Contoh Soal 10 :

Manakah reaksi yang mungkin berlangsung dan tidak mungkin berlangsung?

Kunci Jawaban :

a. Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

b. Zn(s) + Na₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + 2 Na(s)

c. 2 Na(s) + MgCl₂(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(s)

d. Cu(s) + Ni(NO₃)₂(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + Ni(s)

Kunci Jawaban :

Berdasarkan urutan sifat reduktornya dalam deret Volta, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, sedangkan reaksi b dan d tidak akan berlangsung. Jadi, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, reaksi yang tidak mungkin berlangsung adalah b dan d.

1. Sel Volta/Sel Galvani

Penemu sel ini ialah ahli kimia Italia Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yang dikembangkan.

Pada sel Volta digunakan elektrode negatif (anode) dari batang zink (seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO₄ dan elektrode positif (katode) dari batang cuprum (tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO₄. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam atau dipisahkan oleh dinding berpori. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada.

Tahapan kerja sel Volta/sel Galvani:

a. Elektrode seng teroksidasi berubah menjadi Zn²⁺

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode Cu.

c. Pada elektrode Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu²⁺ dari larutan menjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:

SO₄^2–(aq) + 2 e^– → Cu(s)

d. Akibatnya, Zn teroksidasi dan SO₄^2– tereduksi, pada anode ion Zn2+ lebih banyak dari ion SO4 2–, sedangkan pada katode ion SO₄^2– lebih banyak dari ion Cu²⁺. Oleh sebab itu, ion SO₄^2– berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam.

e. Pada akhir reaksi sel, elektrode Zn akan berkurang beratnya, sedangkan elektrode Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO₄ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO₄ semakin pekat. Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah :

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Reaksi oksidasi (anode) :

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

Reaksi reduksi (katode) :

Cu²⁺(aq) + 2 e^–→ Cu(s)

Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

dengan: | = perbedaan fase
|| = jembatan garam
sebelah kiri || = reaksi oksidasi
sebelah kanan || = reaksi reduksi

Contoh Soal 11 :

Nyatakanlah diagram sel dari reaksi pada sel kombinasi berikut.

Kunci Jawaban :

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^– (oksidasi)  

Br₂(aq) + 2 e^– → 2 Br^–(aq) (reduksi)

Diagram sel : 

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Br₂(aq) | Br^–(aq)

Jadi, diagram sel untuk sel tersebut adalah Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Br₂(aq) | Br^–(aq)

Contoh Soal 12 :

Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.

a. Ni(s) | Ni²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag(s)

b. Fe(s) | Fe²⁺(aq) || Au³⁺(aq) | Au(s)

Kunci Jawaban :

a. Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

    Katode (reduksi) : Ag⁺(aq) + e^– → Ag(s)

b. Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e^–

    Katode (reduksi) : Au³⁺(aq) + 3 e^– → Au(s)

a. Potensial Reduksi Standar

Reaksi redoks dalam sebuah sel, misalnya:

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial yang bernilai positif dari kedua elektrode yang digunakan.

Harga potensial mutlak suatu elektrode tidak dapat diukur. Oleh karena itu, ditetapkan suatu elektrode standar sebagai rujukan, yaitu elektrode hidrogen.

Gambar 1. Elektrode hidrogen merupakan elektrode standar yang digunakan untuk mengukur harga potensial elektrode lainnya.

Elektrode hidrogen terdiri atas gas hidrogen murni yang tekanannya adalah 1 atm pada 25 °C. Gas tersebut dialirkan melalui sepotong platinum yang dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion H+ dengan konsentrasi 1 M. Potensial elektrode standar ini ditetapkan memiliki harga potensial sama dengan nol volt. (E° = 0 volt)

b. Potensial Elektrode Positif

Elektrode yang lebih mudah tereduksi daripada elektrode hidrogen diberi harga potensial reduksi positif. Misalnya, sel Volta dengan elektrode hidrogen dan elektrode Cu dalam larutan CuSO4 memberikan harga potensial sebesar 0,34 volt.

Gambar 2. Pengukuran harga potensial reduksi elektrode Cu.

Pada elektrode hidrogen terjadi reaksi oksidasi (karena elektron mengalir dari elektrode hidrogen ke elektrode Cu), sedangkan elektrode Cu mengalami reaksi reduksi.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Oleh karena elektrode Cu lebih mudah tereduksi daripada elektrode hidrogen maka potensial reduksi elektrode Cu diberi tanda positif. Harga potensial reduksi elektrode hidrogen 0 volt maka harga potensial sel adalah harga potensial reduksi Cu, yaitu +0,34 volt. Reaksi reduksi ditulis sebagai berikut.

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)       E° = +0,34 volt

Keterangan:

E° = potensial reduksi standar.

c. Potensial Elektrode Negatif

Elektrode yang lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen diberi harga potensial reduksi negatif. Misalnya, sel Volta yang terdiri atas elektrode standar hidrogen dan elektrode seng yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4 1 M, memberikan beda potensial sebesar 0,765 volt.

Gambar 3. Pengukuran harga potensial reduksi elektrode Zn.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Pada sel ini, Zn lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen. Oleh sebab itu, elektrode seng diberi tanda negatif. Karena harga potensial reduksi H2 sama dengan 0 volt maka potensial sel adalah potensial reduksi Zn yaitu –0,76 volt.

Reaksi reduksi ditulis:

Zn²⁺(aq) + 2 e^– → Zn(s)         E° = –0,76 volt

Berdasarkan hasil eksperimen telah diperoleh harga potensial elektrode zat-zat pada suhu 25 °C.

Berikut ini tabel harga potensial reduksi beberapa unsur.

Tabel 2. Harga Potensial Reduksi Unsur-Unsur

Setengah Reaksi	E° (V)
F2(g) + 2 e– ↔ 2 F–(aq)	+2,87
S2O82–(aq) + 2 e– ↔ 2 SO42–(aq)	+2,01
PbO2(s) + HSO4–(aq) + 3 H+(aq) + 2 e– ↔ PbSO4(s) + 2 H2O	+1,69
2 HOCl(aq) + 2 H+(aq) + 2 e– ↔ Cl2(g) + 2 H2O	+1,63
MnO4–(aq) + 8 H+(aq) + 5 e– ↔ Mn2+(aq) + 4 H2O	+1,51
PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e– ↔ Pb2+(aq) + 2 H2O	+1,46
BrO3–(aq) + 6 H+(aq) + 6 e– ↔ Br–(aq) + 3 H2O	+1,44
Au3+(aq) + 3 e– ↔ Au(s)	+1,42
Cl2(g) + 2 e– ↔ 2 Cl–(aq)	+1,36
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– ↔ 2 H2O	+1,23
Br2(aq) + 2 e– ↔ 2 Br–(aq)	+1,07
NO3–(aq) + 4 H+(aq) + 3 e– ↔ NO(g) + 2 H2O	+0,96
Ag+(aq) + e– ↔ Ag(s)	+0,80
Fe3+(aq) + e– ↔ Fe2+(aq)	+0,77
I2(s) + 2 e– ↔ 2 I–(aq)	+0,54
NiO2(s) + 2 H2O + 2 e– ↔ Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)	+0,49
Cu2+(aq) + 2 e– ↔ Cu(s)	+0,34
SO42–(aq) + 4 H+(aq) + 2 e– ↔ Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)	+0,17
AgBr(s) + e– ↔ Ag(s) + Br–(aq)	+0,07
2 H+(aq) + 2 e– ↔ H2(g)	0
Sn2+(aq) + 2 e– ↔ Sn(s)	–0,14
Ni2+(aq) + 2 e– ↔ Ni(s)	–0,25
Co2+(aq) + 2 e– ↔ Co(s)	–0,28
PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e– ↔ Pb(s) + HSO4–(aq)	–0,36
Cd2+(aq) + 2 e– ↔ Cd(s)	–0,40
Fe2+(aq) + 2 e– ↔ Fe(s)	–0,44
Cr2+(aq) + 3 e– ↔ Cr(s)	–0,74
Zn2+(aq) + 2 e– ↔ Zn(s)	–0,76
2 H2O + 2 e– ↔ H2(g) + 2 OH–(aq)	–0,83
Al3+(aq) + 3 e– ↔ Al(s)	–1,66
Mg2+(aq) + 2 e– ↔ Mg(s)	–2,37
Na+(aq) + e– ↔ Na(s)	–2,71
Ca2+(aq) + 2 e– ↔ Ca(s)	–2,76
K+(aq) + e– ↔ K(s)	–2,92
Li+(aq) + e– ↔ Li(s)	–3,05
Sumber: Chemistry (McMurry), 2001

Contoh Soal 13 :

Diketahui:

Ni²⁺(aq) + 2 e^– → Ni(s)

E° = –0,25 V

Pb²⁺(aq) + 2 e^–→ Pb(s)

E° = –0,13 V

Potensial standar sel Volta yang terdiri atas elektrode Ni dan Pb adalah ....

Kunci Jawaban :

E^o _sel = Eo _katode– Eo _anode

= (–0,13 V) – (–0,25 V)
= –0,13 V + 0,25 V
= +0,12 V

Jadi, potensial standar sel Volta tersebut adalah (C) +0,12 V.

d. Reaksi Sel dan Potensial Sel

Reaksi sel adalah jumlah aljabar dari reaksi-reaksi yang terjadi pada elektrode-elektrode. Misalnya, untuk reaksi dengan diagram sel sebagai berikut.

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

Setengah reaksi dari reaksi selnya sebagai berikut.

Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi. Jika yang digunakan adalah elektrode-elektrode standar maka potensial sel itu ditandai dengan Eo sel. Potensial standar untuk sel tersebut sebagai berikut.

E^o_sel = E^o _oksidasi + E^o _reduksi

Oleh karena setengah reaksi oksidasi memiliki tanda yang berlawanan, persamaan yang sering digunakan sebagai berikut.

E^o_sel = Eo _reduksi – Eo _oksidasi

E^o_sel = Eo _katode – Eo _anode

E^o_sel = Eo _besar – Eo _kecil

jika :

Cu²⁺(aq) + 2 e^–→ Cu(s)        E^o = +0,34

Zn²⁺(aq) + 2 e^– → Zn(s)         E^o = –0,76

maka :

E^o_sel = E^o Cu²⁺ | Cu – Eo Zn | Zn²⁺

E^o _sel = +0,34 V – (–0,76 V)
E^o _sel = +1,10 V

Contoh Soal 14 :

Sebuah sel Volta menggunakan elektrode nikel dalam larutan NiSO4 dan elektrode Ag dalam larutan Ag2SO4. Tentukan potensial sel yang terjadi jika E^o Ni –0,25 volt dan E^o Ag = +0,80 volt. Tunjukkan mana yang bertindak sebagai katode dan anode dalam sel ini.

Kunci Jawaban :

Oleh karena E^o Ni lebih kecil daripada E^o Ag maka Ni lebih mudah teroksidasi dibandingkan Ag.

E^o_sel = E^o _oksidasi + E^o _reduksi

E^o_sel = Eo _Ag – Eo _Ni

E^o _sel = +0,80 V – (–0,25 V)
E^o _sel = +1,05 V

Jadi, Ni sebagai anode dan Ag sebagai katode dengan potensial sel +1,05 V.

Contoh Soal 15 :

Diketahui:

Zn(s) + Fe²⁺⁽aq) → Zn²⁺(aq) + Fe(s)

E^o = 0,32 volt

Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s)

E^o = 0,78 volt

Potensial standar dari sel :

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Kunci Jawaban :

atau:

E^o_sel = Eo _reduksi – Eo _oksidasi

E^o _sel = 0,78 – (–0,32)
E^o _sel = 0,78 + 0,32 = 1,10 V

Jadi, potensial standar sel tersebut adalah (E) +1,10 V.

e. Prinsip-Prinsip Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari

Sel Volta dapat dibedakan menjadi sel Volta primer, sekunder, dan sel bahan bakar. Sel primer adalah sel yang dibentuk dari katode dan anode yang langsung setimbang ketika menghasilkan arus. Sel sekunder adalah sel yang dapat diperbarui dengan cara mengembalikan elektrodenya ke kondisi awal. Adapun sel bahan bakar adalah sebuah sel yang secara bertahap menghabiskan pereaksi yang disuplai ke elektrode-elektrode dan secara bertahap pula membuang produk-produknya. Tipe-tipe sel Volta beserta contohnya dijelaskan pada uraian berikut.

1) Sel Volta primer

Sel kering Lechlanche merupakan contoh sel Volta primer. Sel kering atau baterai kering terdiri atas wadah yang terbuat dari seng dan bertindak sebagai anode serta batang karbon sebagai katode. Elektrolit sel ini adalah campuran MnO2, NH4Cl, sedikit air, dan kadang-kadang ditambahkan ZnCl2 dalam bentuk pasta.

Reaksi yang terjadi pada sel :

Cara kerja sel kering:

a. Elektrode Zn teroksidasi menjadi ion Zn²⁺

Zn → Zn²⁺ + 2 e^–

b. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode karbon.

c. Elektron-elektron pada elektrode karbon mereduksi MnO2 dan NH4+ menjadi Mn2O3 dan NH3.

Sel yang sering digunakan sebagai ganti sel kering Lechlanche adalah baterai alkalin. Baterai ini terdiri atas anode seng dan katode mangan dioksida serta elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang berlangsung, yaitu:

Baterai alkalin ini dapat menghasilkan energi dua kali energi total Lechlanche dengan ukuran yang sama.

2) Sel Volta sekunder

Sel aki (Accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder. Sel aki terdiri atas elektrode Pb (anode) dan PbO2 (katode). Keduanya dicelupkan dalam larutan H2SO4 30%.

Cara kerja sel aki:

a. Elektrode Pb teroksidasi menjadi Pb²⁺

Pb(s) → Pb²⁺(aq) + 2 e^–

Pb²⁺ yang terbentuk berikatan dengan SO₄^2– dari larutan.

Pb²⁺(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(s)

b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode PbO2.

c. Pada elektrode PbO₂ elektron-elektron dari anode Pb akan mereduksi PbO₂ menjadi Pb²⁺ yang kemudian berikatan dengan SO₄^2– dari larutan.

PbO₂(s) + 4 H⁺(aq) + 2 e^– → Pb²⁺(aq) + 2 H₂O(l)

Pb²⁺(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(s)

Reaksi yang terjadi pada sel aki dapat ditulis sebagai berikut.

Pada reaksi pemakaian sel aki, molekul-molekul H2SO4 diubah menjadi PbSO4 dan H2O sehingga konsentrasi H2SO4 dalam larutan semakin berkurang. Oleh karena itu, daya listrik dari aki terus berkurang dan perlu diisi kembali.

3) Sel bahan bakar

Sel hidrogen-oksigen termasuk jenis sel bahan bakar yang terus-menerus dapat berfungsi selama bahan-bahan secara tetap dialirkan ke dalamnya. Sel ini digunakan pada pesawat ruang angkasa. Sel hidrogen-oksigen terdiri atas anode dari lempeng nikel berpori yang dialiri gas hidrogen dan katode dari lempeng nikel oksida berpori yang dialiri gas oksigen. Elektrolitnya adalah larutan KOH pekat.

Gambar 5. Sel aki (accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder

Cara kerja sel ini adalah

a. Gas hidrogen yang dialirkan pada pelat nikel berpori teroksidasi membentuk H₂O.

2 H₂+ 4 OH^– → 4 H₂O + 4 e^–

b. Elektron yang dibebaskan bergerak melalui kawat penghantar menuju elektrode nikel oksida.

c. Pada elektrode nikel oksida elektron mereduksi O₂ menjadi OH^–.

O₂ + 2 H₂O + 4 e^– → 4 OH^–

Reaksi yang terjadi pada sel ini sebagai berikut.

Biasanya pada sel ini digunakan platina atau senyawa paladium sebagai katalis.

Gambar 6. Sel hidrogen-oksigen termasuk jenis sel bahan bakar.

2. Sel Elektrolisis

Pada subbab ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis.

Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).

a. Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektron-elektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.

1. Ion hidrogen (H+)

Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.

Reaksi : 2 H⁺(aq) + 2 e^– → H₂(g)

2. Ion-ion logam

a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li⁺, K⁺, Na⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, dan Ca²⁺tidak mengalami reduksi karena E° logam < E° air maka air sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.

Reaksi: H₂O(l) + 2 e^–→ H₂(g) + 2 OH^–(aq)

b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni²⁺, Cu²⁺, dan Zn²⁺ akan mengalami reduksi menjadi logam.

Mn⁺+ n e^– → M

Contoh : Cu²⁺(aq) + 2 e^–→ Cu(s)

              Ni²⁺(aq) + 2 e^–→ Ni(s)

Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logam penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl (l), Na⁺ akan menjadi Na.

Reaksi : Na⁺(aq) + e^– → Na(s)

b. Reaksi pada Anode

Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negatif atau air akan teroksidasi.

1. Ion hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.

Reaksinya : 4 OH^–(aq) → 2 H₂O(l) + O₂(g) + 4 e^–

2. Ion sisa asam

a. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl^–, Br^–, I^– akan teroksidasi menjadi gasnya Cl₂, Br₂, I₂.

Contoh : Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e^–

              2 X^–→ X₂ + 2 e^–

b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO₄^2–, NO₃^–, PO₄^3– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.

Reaksi : 2 H₂O(l) → 4 H⁺(aq) + O₂(g) + 4 e^–

Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni²⁺.

Reaksi : Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

Contoh Soal 15 :

Tentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.

1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
3. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C.
4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt.

Kunci Jawaban :

1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

katode (–) : 2 H⁺(aq) + 2 e^– → H₂(g)

anode (+) : 2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 2 e–

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

2 H⁺(aq) + 2 Cl^–(aq) → H₂(g) + Cl₂(g)

2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e^– → H₂(g) + 2 OH–(aq)

anode (+) : 2 Br^–(aq) → Br₂(aq) + 2 e^–

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

2 H₂O(l) + 2 Br^–(aq) → H₂(g) + 2 OH^–(aq) + Br₂(g)

3. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C

katode (–) : Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s) 2×

anode (+) : 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^– 1×

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

2 Cu²⁺(aq) + 2 H₂O(l) → 2 Cu(s) + O₂(aq) + 4 H⁺(aq)

4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e^– →H₂(g) + 2 OH^–(aq) 2×

anode (+) : 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^– 1×

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

6 H₂O(l) →2 H₂(g) + 4 OH^–(aq) + O₂(g) + 4 H⁺(aq)

2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g)

Contoh Soal 16 :

Larutan CaCl₂ dengan elektrode karbon, di ruang katode terjadi reaksi ....

Kunci Jawaban :

Elektrolisis larutan CaCl₂ dengan elektrode karbon di ruang katode, terjadi reaksi karena larutan akan terurai menjadi :

CaCl₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl^–(aq)

katode (–) : 2 H₂O(l) + 2 e– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

anode (+) : 2 Cl^–(aq) → Cl₂(aq)+2 e^–

Pada katode dihasilkan :

2 H₂O(l) + 2 e^– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

yang direduksi bukan airnya karena potensial reduksi air lebih besar dari Ca²⁺.

Jadi, reaksi yang terjadi adalah 2 H₂O(l) + 2 e^– → 2 OH^–(aq) + H₂(g)

c. Stoikiometri dalam Elektrolisis

Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday).

Hukum I Faraday menyatakan bahwa jumlah zat (gram) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit.

Keterangan :

w = massa zat (g)
e = massa ekuivalen atau valensi (Mr / Valensi)
i = kuat arus (A)
t = waktu (s)
F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1 F = 1 mol elektron

Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday.

" Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut."

Keterangan :

wA = massa zat A
wB = massa zat B
eA = massa ekuivalen zat A
eB = massa ekuivalen zat B

Contoh Soal 17 :

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Kunci Jawaban :

Di katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)

t = 20 menit = 1.200 s

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.

Contoh Soal 18 :

Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)

Kunci Jawaban :

Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.

d. Kegunaan Sel Elektrolisis

1) Penyepuhan logam

Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau. Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.

Gambar 8. Penyepuhan perak pada sendok besi.

Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.

CrO₃(aq) + 6 H⁺(aq) + 6 e^– → Cr(s) + 3 H₂O(l)

2) Produksi aluminium

Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : Al³⁺(aq) + 3 e^– → Al(l)

Anode : 2 O^2–(aq) → O₂(g) + 4 e^–

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

4 Al³⁺(aq) + 6 O^2–(aq) → 4 Al(l) + 3 O₂(g)

3) Produksi natrium

Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : 2 Na⁺(l) + 2 e^– → 2 Na(l)

Anode : 2 Cl^–(l) → Cl₂(g) + 2 e^–

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

2 Na⁺(aq) + 2 Cl^–(aq) → 2 Na(l) + Cl₂(g)

C. Korosi

Dalam kehidupan sehari-hari, Anda pasti pernah melihat besi yang berkarat. Apabila besi didiamkan pada udara yang lembap maka pada permukaan besi akan terbentuk karat.

Proteksi Katodik :

Untuk mencegah korosi pada pipa besi bawah tanah dilakukan dengan proses yang dinamakan proteksi katodik. Proteksi katodik dilakukan dengan cara melapisi besi dengan logam yang memiliki sifat pereduksi lebih kuat, seperti Zn dan Mg. Dalam hal ini, besi bertindak sebagai katode, sedangkan logam yang melapisinya merupakan anode. Reaksi korosi pada besi dapat dicegah karena reaksi oksidasi akan terjadi pada anode (logam pelapis).

Masalah yang sering terjadi pada logam adalah korosi. Korosi disebabkan karena reaksi logam dengan oksigen dan air. Contohnya korosi pada besi.

Gambar 9. Reaksi korosi pada besi.

Perhatikanlah Gambar 9, Pada proses korosi, besi bertindak sebagai anode yang akan mengalami reaksi oksidasi membentuk Fe2+, sedangkan O2 mengalami reduksi menjadi OH–, gabungan Fe2+ dan OH– membentuk karat.

Proses korosi dapat dicegah melalui:
1. Perlindungan pada permukaan, contohnya dengan cat.
2. Perlindungan elektrokimia dengan menggunakan logam lain (proteksi katodik).
3. Pembentukan aloi.

Aloi adalah campuran logam dengan logam lain sehingga menghasilkan campuran logam yang lebih kuat dan tahan karat. Contohnya, campuran Ni dengan Cr.

Rangkuman :

1. Reaksi redoks merupakan reaksi yang berlangsungpada proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrik dan proses kimia yang menggunakan arus listrik. Reaksi redoks disetarakan dengan dua cara, yaitu

a. cara bilangan oksidasi;
b. cara setengah reaksi/ion elektron.

2. Sel elektrokimia, terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektrokimia terdiri atas sel Volta dan sel elektrolisis.

a. Sel Volta

1) Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
2) Energi kimia diubah menjadi energi listrik.
3) Katode adalah kutub negatif.
4) Anode adalah kutub positif.
5) Reaksi spontan.

b. Sel Elektrolisis

1) Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
2) Energi listrik diubah menjadi energi kimia.
3) Katode adalah kutub positif.
4) Anode adalah kutub negatif.
5) Reaksi tidak spontan.
6) Berlaku hukum I Faraday



3. Korosi adalah reaksi oksidasi pada logam yang disebabkan oleh oksigen dan air. Korosi dapat dicegah dengan proteksi katodik, pembentukan aloi, dan perlindungan pada permukaan logam.

Anda sekarang sudah mengetahui Sel Elektrokimia. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

---

Referensi :

Rahayu, Imam. 2009. Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, p. 194.