Elektrokimia

A. Sel Elektrokimia

Sel yang menghasilkan transfer bentuk energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya melalui saling interaksi antara reaksi redoks dan arus listrik. Sel elektrokimia ada dua macam:

1. Sel Volta (Sel Galvani)

Dalam sel volta, reaksi redoks akan menghasilkan arus listrik (energi kimia diubah menjadi energi listrik). Sel Volta yang sering digunakan adalah batu baterei (sel kering) dan aki (akumulator). Dalam sel Volta reaksi redoks merupakan sumber arus listrik, sedang dalam sel elektrolisis reaksi redoks adalah akibat aliran arus listrik.

Potensial Sel : potensial listrik yang dihasilkan oleh sel Volta. Potensial sel merupakan perbedaan harga E°dari kedua elektroda.

Esel = E°katoda – E°anoda

Esel = E°reduksi – E°oksidasi

Esel = E°yang besar – E°yang kecil

Deret Volta : deret yang menyatakan urutan logam mulai dari yang paling aktif paling tidak aktif.

Ka – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Mn – (H2O) – Zn – Cr – Fe – Cd – Co –

Ni – Sn – Pb – (H) – Cu – Hg – Ag – Pt – Au

Logam-logam yang terletak di sebelah kiri H memiliki E°negatif sedang yang terletak di sebelah kanan H memiliki E°positif. Makin ke kiri letak unsur dalam Deret Volta sifat reduktornya makin kuat. Logam bebas dalam Deret Volta dapat mereduksi ion logam di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion di sebelah kirinya.

2.Sel Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Dalam sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia. Reaksi reduksi terjadi di katoda dan oksidasi terjadi di anoda. Pada sel elektrolisis katoda merupakan elektroda negatif (dituju ion positif) dan anoda merupakan elektroda positif (dituju ion negatif ). Dalam sel elektrolisis, proses yang terjadi dalam sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta. Sel elektrolisis yang banyak digunakan sehari-hari adalah pada peristiwa penyepuhan logam.

Baca juga  Struktur Atom dan Tabel Periodik Unsur

Baik dalam sel Volta maupun dalam sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung pada elektroda. Elektroda tempat terjadinya oksidasi disebut anoda dan elektroda tempat terjadinya reduksi disebut katoda.

B. Reduksi Terhadap Kation pada Katoda

1. Sel Bentuk Larutan

  • Larutan yang mengandung ion logam alkali, ion logam alkali tanah, ion Al3+ dan ion Mn2+ , ionnya tidak dapat direduksi dari larutan. Yang tereduksi adalah air dan terbentuk gas H2 di katoda.

2H2O + 2e 2OHˉ + H2

  • Pada larutan yang mengandung asam, ion H+ dari asam akan direduksi menjadi gas hidrogen (H2) pada katoda.

2H+ + 2e H2

  • Jika larutan mengandung ion-ion logam yang lain, maka ion-ion logam tersebut direduksi menjadi masing-masing logamnya

Ln+ + ne L

2. Sel Bentuk Leburan

Jika menggunakan leburan (lelehan) elektrolit, semua kation logam direduksi pada katoda

Ln+ + ne L

Logam alkali, alkali tanah, aluminium dan mangan tidak diperoleh dari elektrolisis terhadap larutannya sebab mengandung air yang lebih mudah mengalami reduksi. Logam-logam tersebut diperoleh melalui elektrolisis leburan (lelehan, cairan) garam-garamnya yang tidak mengandung air. Jadi hanya ada kation dan anion.

C. Oksidasi Terhadap Anion pada Anoda

Oksidasi pada anoda tergantung jenis elektroda

1. Elektroda inert (tidak bereaksi)

Misalnya elektroda Pt, C, Au.

  • Ion-ion halida (Fˉ , Clˉ, Brˉ, Iˉ) akan dioksidasi menjadi halogen.

2Xˉ X2 + 2e

  • Ion OH dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)

4OHˉ → 2H2O + O2 + 4e

  • Anion-anion yang lain (SO4, NO3, ClO4ˉ) tidak dapat dioksidasi dari larutan. Yang mengalami oksidasi adalah pelarut (air) dan terbentuk gas oksigen (O2) pada anoda.

2H2O 4H+ + O2 + 4e

2) Elektroda Aktif (Ikut Bereaksi)

Apa pun anionnya, elektroda aktif yang dioksidasi. Contoh elektroda Cu, Ag, Ni, Fe

Baca juga  Hakikat Ilmu Kimia dan Metode Ilmiah

Penggunaan Sel Elektrolisis

  • Proses penyepuhan/pelapisan logam
  • Pemurnian logam dari senyawanya
  • Perhitungan konsentrasi ion logam dalam larutan

Perbedaan Sel Volta dengan Sel Elektrolisis

Hukum Faraday I : Massa zat yang dihasilkan pada elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan arus listrik yang dialirkan dalam larutan”.

W = e . F

Hukum Faraday II : “Jika beberapa larutan dielektrolisis bersama dengan jumlah arus dan waktu yang sama akan dihasilkan massa zat yang sebanding dengan berat ekivalennya”.

Sumber:Sukses kuasai materi Kimia

Bagikan Artikel

Tinggalkan Balasan