SEL ELEKTROKIMIA

A.      PENGGOLONGAN SEL ELEKTROKIMIA

Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Sedangkan sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektrokimia terbagi menjadi dua:

1.     Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.

2.     Sel Volta/Galvani, yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan listrik.

Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan larutan/leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta maupun sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda.

Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda

•)  Katoda  adalah  elektroda  tempat  berlangsungnya  reaksi  reduksi (Ka-red)

•)  Anoda  adalah  elektroda  tempat  berlangsungnya  reaksi  oksidasi (Anoks)

Adapun perbedaan sel volta dan elektrolisis dapat dilihat pada tabel dibawah ini

Tabel 2. Perbedaan sel volta dan elektrolisis

Sel Volta	Elektrolisis
Menghasilkan listrik dari reaksi redoks	Menghasilkan reaksi redoks dari listrik
Mengubah energy kimia menjadi listrik	Mengubah energy listrik menjadi limia
Rangkaian dalamnya disebut jembatan garam	Rangkaiannya dalamnya disebut membrane
Anoda = kutub (-) Katoda = kutub (+)	Anoda = kutub (+) Katoda = kutub (-)
Berlangsung spotan	Berlangsung tidak spontan

1.      SEL VOLTA

Energi yang dibebaskan dalam reaksi redoks spontan dapat digunakan untuk melakukan kerja listrik. Tugas ini dicapai dengan sell volta atau galvani, suatu alat dimana perpindahan elektron terjadi melalui lintasan luar. Misalnya bila dua buah elektroda yang berbeda jenisnya (misal elektroda Zn dan elektroda  Cu)  dihubungkan  dengan  kawat  yang  dilengkapi  voltmeter, juga dihubungkan dengan jembatan garam, maka logam Zn akan teroksidasi menjadi Zn²⁺

Elektron yang dihasilkan oleh Zn mengalir melalui voltmeter menuju ke arah elektroda Cu. Selanjutnya elektron tersebut ditangkap oleh ion Cu²⁺ dalam larutan Cu(NO₃)₂.

Cu yang dihasilkan mengendap pada batang logam Cu, sehingga batang logam Cu makin tebal (massanya bertambah).

Gambar 2. Sel volta yang menggunakan jembatan garam

Logam Zn megalami oksdasi, maka elektroda ini disebut anoda, dan menjadi kutub negatif (karena menghasilan elektron). Ion Cu²⁺  mengalami reduksi menjadi Cu dan menempel pada katoda sebagai kutub positif 

     

 Perpindahan elektron dari anoda ke katoda menyebabkan larutan di anoda kelebihan muatan positif karena bertambahnya ion Zn^2+. Larutan di katoda kelebihan muatan negatif karena berkurangnya ion Cu^2+.  Untuk menetralisis muatan listrik, dipasang jembatan garam. Jembatan garam: terdiri dari tabung bentuk U yang mengandung larutan elektrolit seperti NaNO_{3 (aq)}, biasanya dicampurkan dalam gel agar-agar, fungsinya tempat migrasi ion-ion untuk mempertahan kenetralan listrik. Adanya jembatan garam menyebabkan terjadinya aliran elektron.

a.      Diagram Sel Volta

Diagram sel volta adalah notasi singkat yang menggambarkan terjadinya reaksi pada sel Volta. Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katoda, dan bagian kiri menyatakan anoda. Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan dengan || sedangkan reaksi yang terjadi pada elektroda dinyatakan dengan |. Pada diagram sel volta, koefisien reaksi sel tidak berpengaruh.

Contoh : untuk reaksi sel Cu²⁺ + Zn  → Cu + Zn²⁺

 notasi selnya: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

             b.      Deret Volta

Deret Volta adalah deret elektrokimia/ kereaktifan logam yang menunjukkan nilai potensial elektroda standar logam (E^o).

   Sifat deret Volta :

1.    Makin ke kiri, logam makin mudah teroksidasi (nilai E^o lebih negatif).

Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron).

2.  Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron). Makin ke kanan, logam makin mudah tereduksi (nilai E^o lebih positif.

3.   Pada deret volta tsb ada lima buah unsur logam yang dikatakan sebagai unsur logam mulia (Inert metal), yaitu Cu, Hg, Ag, Pt dan Au. Logam seperti ini sulit sekali mengalami perkaratan sehingga dimanfaatkan sebagai perhiasan yang harganya mahal.

4.  logam-logam yang terletak di sebelah kiri H memiliki potensial elektroda standar negatif. Sedangkan yang terletak di sebelah kana H memiliki potensial elektroda standar positif.

5.   Jika Deret Volta kita anggap sebagai deretan orang yang sedang antri sesuatu, maka ternyata unsur-unsur yang ada di belakang dapat “meng-usili” unsur di depannya. Selanjutnya menggantikan posisi unsur di depannya (merebut pasangan ion dari unsur di depannya).  Sementara unsur yang ada di depan tidak bisa mengganggu unsur di belakangnya atau dengan kata lain tidak mampu merebut pasangan ion dari unsur di belakangnya (tidak bereaksi).

c.    Potensial Elektroda

Besarnya energi listrik yang dihasilkan pada sel volta, dapat kita lihat pada angka yang ditunjukkan oleh jarum voltmeter. Timbulnya energi listrik disebabkan karena kedua elektrolit mempunyai harga “Potensial Elektroda” yang berbeda. Pada sel volta dengan elektroda Zn dan elektroda Cu, ion Cu²⁺ menangkap elektron sehingga berubah menjadi logamnya.

Cu²⁺  + 2e → Cu

Penangkapan elektron oleh ion Cu²⁺ ini disertai dengan timbulnya sejumlah energi yang disebut potensial reduksi atau potensial elektroda (diberi lambang E). Jadi potensial elektroda adalah potensial listrik yang ditimbulkan bila suatu ion logam menangkap elektron (mengalami reduksi)

Besarnya harga E tidak dapat diukur secara terpisah (hanya reaksi reduksi saja), melainkan harus selalu berpasangan dengan reaksi oksidasi. Menurut perjanjian elektroda yang digunakan sebagai standar (untuk mengukur E^o) adalah elektroda hidrogen. Elektroda standar ini sebagai elektrolitnya digunakan larutan yang mengandung konsentrasi ion H⁺ 1M, yang pengukurannya dilakukan suhu 25 ^oC, tekanan 1 atmosfer. Ditetapkan pula besarnya E untuk elektroda standar ini = 0 (nol).

Dalam pengukuran harga E dilakukan dengan cara membandingkan dengan elektroda standar, maka untuk selanjutnya E ini disebut sebagai E^o (potensial elektroda standar). Makin besar harga E^o suatu zat, makin mudah zat tersebut mengalami reaksi reduksi.

d.        Potensial Sel Standar (E^o sel)

Potensial sel standar (E^o sel) adalah beda potensial listrik yang dihasilkan dari dua buah elektroda (anoda dan katoda) pada sel Volta, diukur dalam keadaan standar. Potensial sel standar dapat dihitung:

E^o = E^o _reduksi - E^o _oksidasi

Contoh:

Tentukan nilai potensial sel Zn | Zn²⁺ || Ag⁺ | Ag  jika diketahui E^o Zn = -0,76 V, dan E^o Ag = +0,80 V

Jawab :

Zn mengalami oksidasi, sehingga nilai E^o harus diubah tandanya.

Nilai potensial sel menunjukkan :

1) Tegangan yang dihasilkan sel.

2) Jika nilai E^osel > 0, maka reaksi sel spontan (berlangsung).

3) Jika nilai E^osel ≤ 0, maka reaksi sel tidak spontan (tidak berlangsung).

e.       Sel Volta dalam kehidupan

Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain baterai dan aki. Ada baterai yang dapat diisi ulang dan ada yang tidak. Sel volta yang tidak dapat diisi ulang disebut sel primer, sedangkan yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder.

1)  Sel Primer

a)  Baterai kering (Sel Leclanche)

Baterai kering sering disebut sel Leclanche karena ditemukan oleh Leclanche pada tahun 1866. Sel ini menggunakan batang karbon sebagai katoda dan pelat seng sebagai anoda. Elektrolitnya digunakan pasta, yang merupakan campuran batu kawi (MnO₂), amonium klorida (NH₄Cl), karbon (C), dan sedikit air.

   

Gambar 3. Baterai

b) Baterai Alkali

Akhir-akhir ini baterai alkali banyak digunakan orang. Karena baterai alkali mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar bila dibanding baterai biasa (sel Leclanche). Elektroda batu baterai alkali sama seperti pada batu baterai biasa, tetapi elektrolit yang digunakan adalah larutan KOH.

Baterai ini juga menghasilkan potensial 1,5 volt dan dapat bertahan

secara konstan selama pemakaian. Biasanya baterai ini digunakan untuk mainan dan tape recorder.

c) Baterai perak oksida

Baterai perak oksida terdiri dari anoda Zn dan katoda Ag₂O dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Beda potesial dari bateri ini adalah 1,5 volt dan selama pemakaian dapat bertahan secara konstan. Baterai ini digunakan untuk mainan, jam tangan, kalkulator, dan lain-lain

2) Sel Sekunder

a) Aki (Accumulator)

Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan dapat diisi kembali. Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel = timah hitam) dan katode PbO2 (timbel (IV) oksida). Keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat. Kedua elektrode tersebut, juga hasil reaksinya, tidak larut dalam larutan asam sulfat sehingga tidak diperlukan jembatan garam. Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinya tidak larut dalam larutan elektrolit  (asam sulfat). Kedua elektroda disekat dengan bahan fiberglass, agar tidak saling bersentuhan.

Gambar 4. Aki

 

Tiap sel aki mempunyai beda potensial 2 volt. Aki 12 volt terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri. Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. 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 arus sehingga PbSO₄ yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu, PbSO₄ yang terdapat pada elektrode PbO₂ mengalami oksidasi membentuk PbO₂

Reaksi pengosongan aki: 

Reaksi pengisian aki:

b) Baterai Ni-Cd

Sel terdiri dari anoda Cd dan katoda NiO₂ dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi adalah:

Beda potensial sel ini adalah 1,4 V dan selama pemakaian dapat bertahan secara konstan. Selama reaksi tidak terjadi perubahan konsentrasi ion karena pereaksi dan zat hasil berupa zat padat. Penggunaan baterai Ni–Cd untuk kalkulator, kamera digital, laptop, dan lain-lain.

2.      SEL ELEKTROLISIS

Elektrolisis merupakan elektrokimia yang menggunakan energi listrik agar dapat terjadi reaksi kimia. Pada elektrolisis, katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda bermuatan positif.

Elektrolisis terdiri atas zat yang dapat mengalami ionisasi (larutan atau lelehan), elektorde, dan sumber listrik (baterai). Mula-mula aliran listrik dialirkan dari kutub positif baterai ke katoda yang bermuatan negatif. Larutan atau lelehan akan terionisasi menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation di katoda akan mengalami reduksi. Di anode, anion akan mengalami oksidasi.

Gambar 5. Elektrplisis

a.        Cara Menuliskan Reaksi Kimia dalam Elektrolisis

Berdasarkan jenis elektrolitnya, reaksi pada elektrolisis dapat di kelompokan menjadi dua, yaitu elektrolisis dengan elektrolit larutan dan elektrolisis dengan elektrolit lelehan.

1)             Elektrolisis Dengan Elektrolit Larutan

Larutan elektrolit diperoleh dengan cara melarutkan padatan elektrolit di dalam air. Zat yang dapat mengalami reaksi redoks bukan hanya kation dan anionnya, tetapi juga pelarutnya (H₂O). dengan demikian, terjadi kompetisi antaraion-ion dan molekul H₂O. Pemenang kompetisi bergantung pada harga potensial standar sel (E°), jenis elektrode, dan jenis anion. Semakin besar nilai E°, semakin mudah reaksi induksi terjadi. Untuk memudahkan penulisan reaksi kimia pada elektrolisis dengan elektrolit larutan, gunakan diagram alir berikut.

2)             Elektrolisis Dengan Elektrolit Lelehan

Lelehan elektrolit diperoleh dengan cara memanaskan padatan elektrolit tanpa melibatkan air. Kation di katode akan direduksi, sedangkan anion di anode akan dioksidasi. Electrode yang digunakan merupakan electrode inert (tidak akan bereaksi) seoerti platina atau grafit.

Contoh :

1.        elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda Pt

                      AgNO₃     →  Ag⁺ + NO₃^-                      x4    

Katoda :  Ag⁺ + e^-          → Ag                                      x4

Anoda :  2H₂O               → 4H⁺ + O₂ + 4e^-                  x1

               4AgNO₃               → 4Ag⁺ + 4NO₃^-                                        

Katoda : 4Ag⁺ + 4e^-              → 4Ag                                                                  

Anoda  : 2H₂O                    → 4H⁺ + O₂ + 4e^-                   +         
Reaksi  : 4AgNO₃ + 2H₂O → 4Ag + 4H⁺ + 4NO₃^- + O₂

               4AgNO₃ + 2H₂O → 4Ag + 4HNO₃ + O₂

2.        elektrolisi leburan NaCl dengan elektroda Cu ( ingat Cu tidak inert)

                NaCl             → Na⁺ + Cl^-                           x2

Katoda   : Na⁺ + e^-       → Na                                      x2

Anoda    : Cu                → Cu²⁺ + 2e^-                         x1

                 2NaCl          → 2Na⁺ + 2Cl^-                                                   

Katoda   : 2Na⁺ + 2e^-   → 2Na                                                              

Anoda    : Cu                → Cu²⁺ + 2e^-                            +                           

Reaksi    : 2NaCl + Cu → 2Na + Cu²⁺ +  2Cl^-  

                 2NaCl + Cu → 2Na + CuCl₂ 

b.        Penggunaan Elektrolisis

Sangat banyak manfaat yang dapat diperoleh dari reaksi elektrolisis, baik dalam bidang industri maupun dalam kehidupan sehari-hari. Namun, yang akan dibahas pada halaman web ini hanya beberapa saja, di antaranya adalah dalam produksi zat, pemurnian Logam, dan penyepuhan.

a)      Produksi zat

Banyak zat kimia yang diproduksi melalui elektrolisis seperti logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, klorin, natrium, dan lainnya. Contoh: produksi klorin dan NaOH dalam industri. Secara industri klorin dan NaOH dapat dibuat melalui elektrolisis larutan natrium klorida.Proses ini disebut proses klor-alkali. Elektrolisis larutan NaCl ini dapat menghasilkan NaOH dan Cl₂. Reaksinya:

              NaCl                    → Na⁺ + Cl^-                                   

Katoda : 2H₂O + 2e^-         → H₂ + 2OH^-

Anoda  : 2Cl^-                     → Cl₂ + 2e^-            

 Reaksi  : 2H₂O + 2Cl^-      → H₂ + 2OH^- + Cl₂

                2H₂O + 2 NaCl → 2NaOH + H₂ + Cl₂

Pada proses elektrolisis keadaan harus dijaga agar Cl₂yang terbebtuk tidak bereaksi dengan NaOH. Oleh karena itu ruang anoda dan katoda dipisahkan dengan berbagai cara, yaitu dengan sel diafragma atau sel merkuri.

b)      Pemurnian Logam

Salah satu contoh pemurnian logam yang akan dibahas kali ini adalah pemurnian logam tembaga. Tembaga di murnikan secara elektrolisis. Tembaga kotor dijadikan anoda, sedangkan pada katoda digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO₄. Selama elektrolisis, tembaga dari anoda terus menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode. Reaksinya:

               CuSO₄       → Cu²⁺ + SO₄^2-                     

Katoda : Cu²⁺ + 2e^- → Cu 

Anoda  : Cu             → Cu²⁺ + 2e^-             

               Cu             → Cu

c)      Penyepuhan

Penyepuhan digunakan untuk melindungi logam terhadap korosi, atau untuk memperbaiki penampilan. Misalnya gelang tembaga dilapisi dengan emas, untuk mencegah korosi, besi dilapisi dengan seng atau timah, dan sebagainya.Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katoda, sedangkan logam penyepuh sebagai katoda. Kedua elektroda harus dicelup kedalam larutan garam dari logam penyepuh.

Gambar 6. Penyepuhan

B.       KOROSI

Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida).

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Proses berkarat dapat dipercepat dengan adanya asam. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O₃.nH₂O suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.

Ion besi (II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Kehadiran besi di alam sebenarnya telah tercantum dalam al-Quran pada surat Al-Hadid ayat 25 sebagai berikut:

لَقَدْ أَرْسَلْنَا رُسُلَنَا بِالْبَيِّنَاتِ وَأَنْزَلْنَا مَعَهُمُ الْكِتَابَ وَالْمِيزَانَ لِيَقُومَ النَّاسُ بِالْقِسْطِ وَأَنْزَلْنَا الْحَدِيدَ فِيهِ بَأْسٌ شَدِيدٌ وَمَنَافِعُ لِلنَّاسِ وَلِيَعْلَمَ اللَّهُ مَنْ يَنْصُرُهُ وَرُسُلَهُ بِالْغَيْبِ إِنَّ اللَّهَ قَوِيٌّ عَزِيزٌ (٢٥)

Artinya:

“Sungguh, Kami telah mengutus rasul-rasul Kami dengan bukti-bukti yang nyata dan Kami turunkan bersama mereka kitab dan neraca (keadilan) agar manusia dapat berlaku adil. Dan Kami menciptakan besi yang mempunyai kekuatan hebat dan banyak manfaat bagi manusia, dan agar Allah mengetahui siapa yang menolong (agama)-Nya dan rasul-rasul-Nya walaupun Allah tidak dilihatnya. Sesungguhnya Allah Mahakuat lagi Mahaperkasa”

Besi dapat dilindungi dari proses korosi dengan cara:

1.    Melapisi logam besi dengan Ni atau Cr

2.    Melapisi besi dengan minyak atau oli

3.    Pengecatan

4.    Menggalvanisir yaitu melapisi besi dengan Zn
Menggalvanisir yaitu cara mencegah korosi dengan cara melindungi permukaan logam dengan dilapisi logam yang sukar teroksidasi. Logam yang digunakan adalah logam yang terletak di sebelah kanan besi dalam deret volta (potensial reduksi lebih negatif dari besi) misalnya Zn. Lapisan Zn bertindak sebagai anoda, sedang Fe sebagai katoda. Di sini akan terjadi aliran elektron dari Zn ke Fe, sehingga yang mengalami korosi adalah logam Zn sedangkan Fe tidak terkorosi. Akibatnya lapisan Zn akan habis dalam waktu tertentu. Selain  dengan  Zn,  besi  dapat  juga  dilapisi  dengan  Sn  (timah). Pelapisan  besi  dengan  timah  banyak  digunakan  dalam pembuatan kaleng  makanan.

5.    Proteksi katodik 

Pencegahan korosi pada pipa dalam tanah, dapat dilakukan dengan cara menanam logam yang lebih reaktif (misalnya Mg), didekat pipa, yang kemudian dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi, dan pipanya terlindung dari korosi. Magnesium makin lama makin terkikis, dan secara periodik harus diganti yang baru.