KOROSI DAN PENCEGAHAN KOROSI SERTA KEGUNAAN ELEKTROLISIS

  Korosi dalam istilah sehari-hari kita kenal sebagai peristiwa perkaratan. Korosi ini sebenarnya merupakan peristiwa oksidasi logam oleh gas oksigen yang ada di udara membentuk oksidanya. 

  Proses korosi banyak menimbulkan masalah pada barang-barang yang terbuat dari besi walaupun logam-logam lain (kecuali logam mulia) dapat juga mengalami korosi. 

  Proses perkaratan pada besi dapat berlanjut terus sampai seluruh bagian dari besi hancur. Hal ini disebabkan oksida-oksida besi yang terbentuk pada peristiwa awal korosi akan menjadi katalis (otokatalis) pada peristiwa korosi selanjutnya. Hal itu berbeda dengan peristiwa korosi pada logam Al atau Zn. 

   Logam-logam ini tidak mulia bahkan mempunyai nilai E° lebih kecil dari besi berarti logam-logam ini lebih cepat teroksidasi. Namun oksida Al atau Zn yang terbentuk melekat pada logam bagian dalam dan bersifat melindungi logam dari proses korosi selanjutnya. Oleh sebab itu, logam Al atau Zn tidak akan hancur karena korosi seperti pada logam besi.

   Barang-barang yang terbuat dari besi mudah mengalami korosi karena umumnya bukan terbuat dari besi murni melainkan campuran dengan unsur-unsur lain. Jika logam pencampurnya lebih mulia dari besi, maka besi akan menjadi anode yang akan habis teroksidasi secara terus-menerus, sebab paduan logam ini seolah-olah menjadi suatu sel volta yang mengalami hubungan pendek (korslet) oleh badan besi itu sendiri. Peristiwa ini akan lebih cepat terjadi jika barang berada di udara lembap atau terkena air, karena selain uap air, di udara juga terdapat gas-gas lain seperti CO₂ atau SO₂ yang dengan air akan membentuk larutan H₂CO₃ atau  H₂SO₄  yang bersifat elektrolit. 

Reaksi yang terjadi pada peristiwa korosi besi: 

   Pada reaksi ini jelas terlihat Fe akan lebih cepat teroksidasi dengan adanya molekul-molekul air yang dengan oksigen di udara berubah menjadi ion hidroksil. Ion Fe²⁺ yang terbentuk dapat mengikat molekul-molekul air membentuk hidrat atau berikatan dengan ion karbonat yang terbentuk dari CO₂ dan uap air yang ada di udara. 

1.   Proses korosi      

   Proses korosi dapat dijelaskan sebagai berikut. Jika besi bersinggungan dengan oksigen atau bersinggungan dengan logam lain dalam lingkungan air akan terjadi sel elektrokimia di mana logam yang memiliki E°red lebih cepat sebagai anode dan E°red yang lebih besar sebagai katode. Logam atau unsur yang berfungsi sebagai anode, karena mengalami reaksi oksidasi, berarti yang mengalami korosi. Besi di udara akan berkarat, besi yang dilapisi seng, maka sengnya yang berkorosi sedangkan besi yang dilapisi timah putih, maka besinya yang mengalami korosi.

                     Gambar 1. Perkaratan besi

 

2.   Pencegahan terhadap korosi 

    Berdasarkan proses terjadinya korosi, maka ada 2 cara yang dapat dilakukan untuk mencegah korosi, yaitu perlindungan mekanis dan perlindungan elektrokimia.

a. Perlindungan Mekanis 

   Perlindungan mekanis ialah mencegah agar permukaan logam tidak bersentuhan langsung dengan udara. Untuk jangka waktu yang pendek, cara ini dapat dilakukan dengan mengoleskan lemak pada permukaan logam. 

   Untuk jangka waktu yang agak lama, dapat dilakukan dengan pengecatan. Salah satu cat pelindung yang baik ialah meni (Pb₃O₄) karena selain melindungi secara mekanis juga memberi perlindungan elektrokimia. Selain pengecatan, perlindungan mekanis dapat pula dilakukan dengan logam lain, yaitu dengan cara penyepuhan. 

Gambar 2. Contoh proses penyepuhan

  Proses penyepuhan untuk perlindungan terhadap korosi harus diperhatikan harga E° dari logam yang akan dilindungi dan logam pelindungnya. Logam yang baik sebagai pelindung harus mempunyai E° lebih kecil dari E° logam yang dilindungi. Sebab bila terjadi goresan pada logam yang dilapisi, maka logam pelindung akan menjadi anode pada “sel volta mini” yang terjadi, sehingga logam yang dilindungi tidak akan teroksidasi selama logam pelindung masih ada. 

   Untuk perlindungan agar barang-barang yang terbuat dari besi tidak cepat rusak, maka besi (E° = –0,44 volt) lebih baik dilapis dengan seng (E° = –0,76 volt) daripada dilapis dengan timah (E° = –0,14 volt). 

Perlindungan mekanis dapat dilakukan dengan pengecatan

1)  Besi yang dilapis seng 

    Apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas, kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO₂ di udara dan partikel-partikel lain, terjadilah sel volta mini dengan Zn sebagai anodenya dan Fe sebagai katodenya. Zn akan teroksidasi terlebih dahulu karena harga E°-nya lebih kecil daripada Fe, sehingga korosi elektrolitik (reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam) tidak terjadi.

2)   Besi yang dilapis timah 

     Apabila terjadi goresan atau lapisan mengelupas kedua logam akan muncul di permukaan. Adanya uap air, gas CO₂ di udara dan partikel-partikel lain terjadilah sel volta mini. Di sini Fe akan bertindak sebagai anode karena E° Fe lebih kecil daripada E°Sn, hingga Fe akan teroksidasi lebih dulu. Di sini akan terjadi proses korosi elektrolitik. Oleh karena itu, pelat besi yang dilapisi timah akan cepat berlubang-lubang daripada besi Galvani. Hanya dari segi keindahan, besi yang dilapisi dengan NiCr dan Sn tampak lebih bagus daripada besi yang dilapisi Zn.

b. Perlindungan elektrokimia 

   Perlindungan elektrokimia ialah mencegah terjadinya korosi elektrolitik (reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam).

  Perlindungan elektrokimia ini disebut juga perlindungan katode (proteksi katodik) atau pengorbanan anode (anodaising). Cara ini dilakukan dengan menghubungkan logam pelindung, yaitu logam yang lebih tidak mulia (E°-nya lebih kecil). Logam pelindung ini ditanam di dalam tanah atau air dekat logam yang akan dilindungi. Di sini akan terbentuk “sel volta raksasa” dengan logam pelindung bertindak sebagai anode (lihat gambar).

Contoh-contoh proteksi katodik 

1) Untuk mencegah korosi pada pipa di dalam tanah, di dekatnya ditanam logam yang lebih aktif, misalnya Mg, yang dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi dan Mg yang rusak dapat diganti dalam jangka waktu tertentu, sehingga pipa yang terbuat dari besi terlindung dari korosi.

Gambar 3. Proteksi katodik pada pipa air

2) Untuk melindungi menara-menara raksasa dari pengkaratan, maka bagian kaki menara dihubungkan dengan lempeng magnesium yang ditanam dalam tanah. Dengan demikian menara besi akan menjadi katode magnesium dan lempeng Mg sebagai anodenya.

Gambar 4. Menara Besar

Kegunaan Elektrolisis 

Elektrolisis banyak digunakan dalam bidang industri, di antaranya pada pembuatan beberapa bahan kimia, pemurnian logam dan penyepuhan.

Pembuatan Beberapa Bahan Kimia Beberapa bahan kimia seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas klorin, dan natrium hidroksida dibuat secara elektrolisis.

Contoh: Pembuatan logam natrium dengan mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl₂ 

Natrium cair yang terbentuk dikatoda mengapung di atas cairan NaCl, kemudian dikumpulkan pada kolektor.

SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

Sel-sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain baterai dan aki. Baterai merupakan sel volta primer sedangkan aki tergolong sel volta sekunder.

a. Baterai (sel Leclanche)

    Baterai termasuk sel volta primer karena jika sumber energinya habis tidak dapat diisi lagi. Baterai (elemen kering) sering disebut sel Leclanche karena orang yang menemukan bernama Leclanche. Sel Leclanche menggunakan batang karbon sebagai katode dan pelat seng sebagai anode. 

Gambar 1. Potongan membujur baterai kering (sel Leclanche)

Di dalamnya berisi pasta yang merupakan campuran batu kawi (MnO₂), amonium klorida (NH₄Cl), karbon (C), dan sedikit air. Reaksi yang terjadi pada baterai sebagai berikut.

Zn²⁺ yang terbentuk mengikat NH₃ membentuk senyawa kompleks Zn(NH₃)₄²⁺ dengan reaksi sebagai berikut.

Zn²⁺(aq) + 4NH₃(aq)  → Zn(NH₃)₄²⁺(aq)

Beda potensial satu sel kering adalah 1,5 volt dengan notasi sebagai berikut.

Zn(s)│Zn²⁺(aq) || NH₄⁺(aq) │ NH₃(g) + H₂(g) │ C(s) E° = 1,5 volt

b. Baterai alkalin

    Akhir-akhir ini baterai alkalin banyak digunakan orang. Mengapa? Hal ini tidak lain karena baterai alkalin mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar bila dibanding baterai biasa (sel Leclanche). Pada dasarnya prinsip kerja baterai alkalin sama dengan sel kering, hanya saja baterai alkalin menggunakan logam seng sebagai anode dan MnO₂ sebagai katode serta elektrolit yang digunakan KOH.

Gambar 2. Baterai Alkaline

Reaksi yang terjadi pada baterai alkalin adalah sebagai berikut.

Baterai ini lebih tahan lama dari sel kering biasa. 

c. Baterai nikel-kadmium 

    Baterai nikel-kadmium adalah baterai kering yang dapat diisi kembali. Reaksi sel:

    Perhatikan, sama seperti pada aki, hasil-hasil reaksi pada baterai nikel kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula. 

Gambar 3. Bagian Bateria Nikel Cadmium

d. Sel aki 

   Sel aki tergolong jenis sel volta sekunder, karena jika zat yang ada di dalam aki habis, maka dengan mengalirkan arus listrik ke dalam sel aki zat semula akan terbentuk kembali, sehingga sel aki dapat berfungsi lagi. Sel aki terdiri atas Pb (timbal) sebagai anode dan PbO2 (timbal dioksida) sebagai katode. Anode dan katode merupakan zat padat (lempeng) yang berpori, keduanya dicelupkan di dalam larutan asam sulfat. Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinya tidak larut dalam sulfat. Kedua elektrode disekat dengan bahan fiberglas agar keduanya tidak saling bersentuhan. Setiap sel aki mempunyai potensial 2 volt. Jadi, aki 6 volt terdiri 3 sel, aki 12 volt terdiri 6 sel, dan sebagainya. Masing-masing sel dihubungkan secara seri.

Gambar 4. Sel aki (accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder

Reaksi pengosongan aki adalah sebagai berikut.

     Anode dan katode berubah menjadi zat yang sama yaitu PbSO₄. PbSO₄ yang terbentuk jika dibiarkan akan menutup kedua elektrode yang berupa kristal putih. Jika permukaan kedua elektrode sudah tertutup endapan PbSO₄, maka tidak terdapat selisih potensial, dikatakan aki sudah habis setrumnya. PbO₂ di katode dan Pb di anode berubah menjadi PbSO₄. Untuk mengembalikan PbSO₄ menjadi Pb dan PbO₂, aki harus dialiri arus listrik. Selama pengosongan aki, H₂SO₄ diikat dan dihasilkan air. Dengan demikian kadar H₂SO₄ berkurang dan massa jenis larutan berkurang. Aki yang baru diisi mengandung larutan dengan massa jenis 1,25–1,30 gram/ cm3. Jika massa jenis larutan turun sampai 1,20 gram/ cm3, aki harus diisi kembali.

   Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode; sebaliknya pada pengisian aki elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber-sumber arus. PbSO₄ yang terdapat pada anode mengalami reduksi, sedangkan PbSO₄ yang terdapat pada katode mengalami oksidasi membentuk PbO₂. Reaksi pengisian aki adalah sebagai berikut.

Pada reaksi di atas terbentuk 4 H⁺ + 2 SO₄^2–  → 2 H₂SO₄, hal ini akan menambah kadar dan massa jenis larutan.

e. 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.

Cara kerja sel ini adalah

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

    2 H2 + 4 OH– → 4 H2O + 4 e–

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

3. Pada elektrode nikel oksida elektron mereduksi O2 menjadi OH–.

    O₂ + 2 H₂O + 4 e^– → 4 OH^–

    Reaksi yang terjadi pada sel ini sebagai berikut.

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

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

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

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

Sumber Rujukan:

Ari Harnanto, Ruminten. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

Iman Rahayu. 2009. Praktis Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

SEL ELEKTROLISIS

Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.

Perlu Diingat lagi

Di Katode -----> Reaksi Reduksi

Di Anode ------> Reaksi Oksidasi

Prinsip Elektrolisis 

   Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current =  DC). Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–). Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif  sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

    Arus listrik dari sumber arus searah mengalir ke dalam larutan melalui katoda atau elektroda negatif. Pada katoda ini terjadi reaksi reduksi dari spesi tertentu yang ada dalam larutan. Spesi tertentu yang lain mengalami oksidasi di anoda/elektroda positif. Dalam hal tempat reaksi berlangsung sama seperti sel volta yaitu katoda tempat terjadi reaksi reduksi sedangkan anoda tempat terjadi oksidasi, tetapi muatan elektroda dalam sel elektrolisis berlawanan dengan muatan elektroda dalam sel volta. Pada sel elektrolisis katoda merupakan elektroda negatif, sedangkan anoda merupakan elektroda positif. Spesi yang mengalami reduksi di katoda dan spesi yang mengalami oksidasi di anoda, tergantung pada potensialnya masing-masing. Spesi yang mengalami reduksi adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih positif. Sedangkan spesi yang mengalami oksidasi adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih negatif. Dengan demikian, tidak selalu kation yang mengalami reduksi dan tidak selalu anion yang mengalami oksidasi, mungkin saja pelarutnya (air) yang mengalami reduksi dan atau oksidasi. Bila elektroda bukan elektroda inert (sukar bereaksi) maka elektroda akan mengalami oksidasi.

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). 

ATURANNYA:

a. Reaksi pada Katode 

  Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektronelektron 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. Elektrolisis larutan yang berasal dari 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.

2 X^–  → X₂ + 2 e^–

Contoh: 2 Cl^–(aq) → Cl₂(g) + 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^–

Aturan di atas secara ringkas disajikan dalam Bagan berikut.

Contoh:

1. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C. 

NaBr (aq) → Na⁺(aq) + Br^– (aq)

karena larutan merupakan yang berasal dari garam dari golongan IA dan logam alkali, maka di katode yang mengalami reaksi reduksi bukan Na⁺ tetapi air, sedangkan yang dioksidasi adalah Br^–

2. Elektrolisis lelehan NaBr dengan elektrode Pt.

NaBr (aq) → Na⁺(aq) + Br^– (aq)

karena yang dielektrolisis adalah lelehan yang berasal dari garam dari golongan IA dan logam alkali, maka di katode yang mengalami reaksi reduksi adalah Na⁺, sedangkan yang dioksidasi adalah Br^–

Katode (−)	:	Na+(aq) +  e– → Na(s)
Anode (+)	:	2 Br–(aq) → Br2(g) + 2 e–

3. Reaksi elektrolisis larutan encer dengan elektrode grafit

karena larutan merupakan yang berasal dari garam dari golongan IA dan logam alkali, maka di katode yang mengalami reaksi reduksi bukan Na⁺ tetapi air. Dan karena ion sisa asam yang beroksigen seperti SO₄^2–maka yang dioksidasi adalah air. sesuai dengan persamaan berikut.

4. Reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode tembaga (elektroda aktif).

Karena menggunakan elektoda tembaga (Cu) yang merupakan elektroda aktif maka di anode tersebut mengalami oksidasi adalah logam Cu-nya dan hasilnya adalah ion Cu²⁺di anode dan yang direduksi adalah air bukan Na⁺. 

5. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt 

6. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C 

    karena berasal dari ion logam transisi, maka di katode yang direduksi adalah ion logam transisi (Cu²⁺) sedangkan yang dioksidasi adalah air (ion sisa asam)

7. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt 

Tugas:

Tuliskanlah reaksi di katode dan anode dari reaksi elektrolisis berikut.

1. Elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda Pt

2. Elektrolisis lelehan KCl dengan elektroda C

3. Elektrolisis larutan NiSO₄ dengan elektroda C

4. Elektrolisis larutan NiSO₄ dengan elektroda Zn

Catatan :

Perhatikan jenis elektrolisis dan logamnya. Jika merupakan logam yang berasal dari golongan IA (Na, K, Li) dan IIA (Ca, Mg, Ba) dan merupakan elektrolisis larutan maka reaksi di katode (yang mengalami reaksi reduksi)  adalah Air (H₂O) bukan ion logamnya. Tapi jika yang dielektrolisis merupakan lelehan logam yang berasal dari golongan IA (Na, K, Li) dan IIA (Ca, Mg, Ba) dan merupakan elektrolisis larutan maka reaksi di katode (yang mengalami reaksi reduksi) ion logamnya.

Jika yang digunakan elektroda aktif (Cu, Zn, Ni, dll) maka yang mengalami reaksi reduksi (di katodanya) adalah elektrodanya bukan berasal dari logamnya (khusus untuk soal nomor 4). Perhatikan juga untuk ion sisa asamnya, untuk menentukan reaksi yang terjadi di anoda

Tugas dikumpulkan hanya sekali saja dengan mengumpulkannya ke link berikut,

https://forms.gle/25Xp2YhQ4BEUbEpXA

SELVOLTA

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. 
Perbedaan Sel Volta dengan Sel Elektrolisis

Selidiki Kasus Berikut

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.

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. 

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.

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. 

Contoh 1.
Manakah logam-logam berikut ini yang dapat bereaksi dengan larutan HCl untuk menghasilkan gas H₂? 
K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb 
Jawab:
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 2.

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. 
Untuk lebih memahami sel Volta tontonlah video berikut!

Bandingkanlah kesimpulan yang Anda peroleh dengan penjelasan berikut. 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 agaragar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada. 

Diagram sel:

Anoda                       ││      Katoda

Reaksi Oksidasi       ││      Reaksi Oksidasi

A         │A^m+             ││      Bⁿ⁺ │B

Contoh 3.

Contoh 4.

Tugas

Soal 1.

Soal 2.

Catatan:

1. Tugas Dikerjakan berkelompok

2. Tiap kelompok terdiri dari 3 orang siswa

3. Formulir hanya dikerjakan sekali

Silahkan kirimkan jawaban Anda di Link Berikut!

https://forms.gle/ked2KAqcsdkpG35SA

POTENSIAL ELEKTRODA

   Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektrode di atas dapat ditentukan besarnya dengan menetapkan potensial elektrode dari Zn dan Cu. Hanya saja potensial elektrode suatu zat tidak mungkin berdiri sendiri, harus ada patokan yang menjadi standar. Sebagai elektrode standar digunakan elektrode hidrogen. Elektrode ini terdiri atas gas hidrogen murni dengan tekanan 1 atm pada suhu 25 ºC yang dialirkan melalui sepotong platina yang tercelup dalam suatu larutan yang mengandung ion H+ sebesar 1 mol/ liter.

Potensial elektrode hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).

 

  Menurut perjanjian internasional, jika ada suatu zat ternyata lebih mudah melakukan reduksi dibanding hidrogen, maka harga potensial elektrodenya adalah positif. Potensial reduksinya positif.

 

   Tetapi jika zat ternyata lebih mudah melakukan reaksi oksidasi dibanding hidrogen, maka harga potensial elektrodenya adalah negatif. Dalam hal ini potensial oksidasinya positif, tetapi karena potensial elektrode harus ditulis reduksi berarti potensial reduksinya adalah negatif.

Jadi, potensial elektrode digambarkan dengan setengah reaksi reduksi.

PERHITUNGAN POTENSIAL SEL (E°)

   Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.

CONTOH:

x

PERKIRAAN BERLANGSUNGNYA REAKSI

  Memperkirakan berlangsungnya suatu reaksi sudah dijelaskan, yaitu dengan menentukan tanda potensial sel. Jika tanda potensial sel positif, maka reaksi berlangsung dan tanda potensial sel negatif, reaksi tidak berlangsung. Dalam perkiraan berikut ini tidak menggunakan perhitungan, tetapi hanya memperkirakan dari unsur-unsur yang terdapat dalam deret volta.

  Reaksi ini berlangsung dengan syarat logam L terletak di sebelah kiri dari logam M. Reaksi ini disebut juga reaksi pendesakan dalam deret volta dengan pengertian logam L yang bebas (atomik) di sebelah kiri mendesak logam M yang terikat (bentuk ion/garam) di sebelah kanan. Logam L yang mendesak lebih aktif dibanding logam M yang didesak.

Contoh Penerapan:

Perhatikan contoh soal nomor 1 dan 2 di atas. Hasil  perhitungan berharga E^o positif. Artinya reaksi dapat berlangsung. 

Berikut ini penjelasan untuk Contoh soal Nomor 1.

Perhatikan bahwa potensial elektroda (E^o) yang nilainya positif cenderung mengalami reaksi reduksi, sedangkan potensial elektroda (E^o) yang nilainya negative cenderung mengalami reaksi reduksi. E^oCu > E^o Zn, maka Cu mengalami reaksi reduksi, Zn mengalami reaksi oksidasi

Perhitungan E^o_sel  dengan persamaan

E^o_sel  = E^o_reduksi  − _­E^o_oksidasi

E^o_sel  = 0,34V  − _­(−0,76V)

E^o_sel  = 0,34V  + 0,76V = +1,10 V

Berikut ini contoh soal untuk nomor 2

Perhatikan bahwa potensial elektroda (E^o) yang nilainya positif cenderung mengalami reaksi reduksi, sedangkan potensial elektroda (E^o) yang nilainya negative cenderung mengalami reaksi reduksi. Cu dan Ag memiliki harga potensial elektroda (E^o) yang sama-sama bernilai positif, namun E^oAg > E^oCu, sehingga Ag mengalami reaksi reduksi, Cu mengalami reaksi oksidasi

Perhitungan E^o_sel  dengan persamaan

E^o_sel  = E^o_reduksi  − _­E^o_oksidasi

E^o_sel  = 0,80V  − _­0,34V) = + 0,46 V (reaksi berlangsung)

  

Perhatikan logam bebas (atomik) mendesak logam terikat (bentuk ion/ garam). Dalam deret volta semua logam bebas berada di sebelah kiri logam terikat. Jika kelima contoh reaksi di atas dihitung potensial selnya, maka akan bertanda positif. 

Perhatikan logam bebas (atomik) berada di sebelah kanan logam terikat (bentuk ion/garam) dalam deret volta. Berarti kelima reaksi di atas tidak berlangsung (tidak terjadi reaksi). Jika dihitung potensial sel, maka akan berharga negatif.

Contoh penerapannya. 

Perhatikan harga E^o berikut

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut, maka dapat dicari harga E^o sel, Dari arah reaksi Ni mengalami reaksi oksidasi, dan Zn mengalami reduksi. Mari kita terapkan ke rumus.

E^o_sel  = E^o_reduksi  − _­E^o_oksidasi

E^o_sel  = E^o_Zn − _­E^o_Ni

E^o_sel  = −0,76V  − (− _­0,25V) (reaksi berlangsung)

E^o_sel  = −0,76V  + _­0,25V = −0,51 V (reaksi tidak berlangsung)

Tugas 

Perhatikan persamaan reaksi dan harga E^o dari reaksi pada nomor a, b, dan c.

Tentukanlah harga sel dari reaksi a, b, dan c, kemudian jelaskan apakah reaksi dapat berlangsung.

Catatan:
1. Tugas Dikerjakan berkelompok
2. Tiap kelompok terdiri dari 3 orang siswa
3. Formulir hanya dikerjakan sekali
SILAHKAN KIRIMKAN JAWABAN ANDA KE LINK DI BAWAH INI!

https://forms.gle/cu54oZisX6YfP4a66