SEL ELEKTROKIMIA

Elektrokimia adalah bab yang mempelajari hubungan reaksi kimia dengan perihal kelistrikan. Elektrokimia ada dua, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sel volta adalah tempat reaksi kimia yang menghasilkan listrik dan sel elektrolisis adalah tempat reaksi kimia yang berlangsung karena adanya energi listrik dari luar. Reaksi kimia dalam sel volta berlangsung spontan dan dalam sel elektrolisis berlangsung tidak spontan. Kedua sel  tersebut sama-sama mempunyai dua elektroda, yaitu katoda dan anoda. Di katoda berlangsung reaksi reduksi dan di anoda berlangsung reaksi oksidasi. Hal yang membedakan kedua sel tersebut adalah kutub listrik di masing-masing kedua elektrodanya. Pada sel volta KPAN (katoda positif(+), anoda negatif(-)) dan pada sel elektrolisis KNAP (katoda negatif(-), anoda positif(+)).

SEL VOLTA (SEL GALVANI)
Setiap unsur/spesi mempunyai potensial reduksi standar (E⁰). Berdasarkan masing-masing harga potensial reduksi standarnya tersusunlah deret volta. Dalam urutan deret voltanya, spesi yang mempunyai potensial reduksi standar lebih kecil itu berada disebelah kiri spesi yang mempunyai potensial reduksi standar lebih besar. Semakin ke kiri dalam deret voltanya, spesi semakin mudah teroksidasi (semakin kuat sifat reduktornya) dan semakin ke kanan spesi semakin mudah tereduksi (semakin kuat sifat oksidatornya).

Sel volta dibuat dengan berpatokan pada nilai potensial reduksi standar setiap spesi dalam deret voltanya. Spesi yang potensial reduksi standarnya lebih kecil akan berperan sebagai elektroda anoda dan spesi yang potensial reduksi standarnya lebih besar berperan sebagai elektroda katoda. Contoh:

Dalam sel volta, karena E⁰ Mg lebih kecil dari E⁰Al, maka Mg menjadi elektroda anoda (unsur logamnya teroksidasi) dan Al menjadi elektroda katoda (ion logamnya tereduksi).

Berikut adalah persamaan reaksi di kedua elektrodanya di A=anoda dan di K=katoda dan persamaan reaksi selnya:

(elektron (e) disetarakan dan tidak akan merubah harga E⁰)
Jadi persamaan reaksi dalam sel volta tersebut adalah:

Seperti yang telah disebutkan di atas, sel volta adalah tempat berlangsungnya
reaksi kimia yang menghasilkan listrik. Besarnya energi listrik (potensial sel standar/E⁰sel) yang
dihasilkan oleh suatu sel volta dapat diukur langsung menggunakan voltmeter dan secara tidak
langsung ditentukan melalui perhitungan. Seperti contoh di atas, dengan perhitungan caranya adalah menentukan terlebih dahulu spesi yang jadi anoda (yang akan mengalami reaksi oksidasi) dan yang
jadi katoda (yang akan mengalami reaksi reduksi). Dan spesi mana yang jadi anoda atau katodanya
telah dijelaskan di atas. Harga E⁰ dari spesi yang jadi anoda berubah tandanya. Potensial sel standar
(E⁰sel) diperoleh dengan menjumlahkan E⁰ spesi yang teroksidasi dengan E⁰ spesi yang tereduksi.
Atau dihitung dengan rumus beriku ini:

Persamaan reaksi dalam sel volta dapat dirubah ke bentuk notasi selnya. Rumus notasi sel volta
adalah OKSIDASI || REDUKSI. Seperti persamaan reaksi sel volta berikut:

Maka bentuk notasi sel voltanya adalah  Mg|Mg²⁺ || Al³⁺|Al.
Dalam kehidupan sehari-hari, listrik yang dihasilkan dari suatu sel volta dapat digunakan untuk penerangan, radio, penggerak motor, kalkulator, dan lain-lain. Contoh bentuk-bentuk sel volta yang dapat dijumpai dalam kehidupan sehari-hari adalah:

1.  Sel akiSel aki terdiri dari elektroda Pb (anoda) dan PbO₂ (katoda). Keduanya   dicelupkan dalam   larutan H₂SO₄30%. Sel aki setelah habis bisa diisi kembali.
2. Sel kering atau baterai kering (Leclanche), Sel kering terdiri dari elektroda Zn (anoda) dan elektroda batang karbon (katoda) yang dicelupkan ditengah-tengah pasta dari campuran batu kawi (MnO₂), NH₄Cl, serbu karbon, dan sedikit air.
3. Baterai nikel-kadmium.  Baterai nikel-kadmium adalah baterai kering yang bisa diisi kembali. Sel ini terdiri dari  elektoda anoda (Cd) dan elektoda katoda (NiO₂ dan sedikit air).
4. Baterai perak oksida,  Baterai ini terdri dari elektroda anoda (Zn) dan elektroda katoda (Ag₂O dan sedikit air).

Proses korosi besi/pengaratan merupakan reaksi spontan sehingga termasuk ke dalam sel volta. Dalam prosesnya, Fe bertindak sebagai anoda dan O₂ yang terlarut dalam H₂O bertindak sebagai katoda. O₂ yang terlarut dalam air akan mengoksidasi Fe menjadi Fe²⁺. Berikut persamaan reaksi di kedua elektrodanya:

Selanjutnya Fe²⁺ akan terokisdasi lagi oleh O₂ menjadi Fe³⁺ yang membentuk karat besi (Fe₂O₃.xH₂O).
Bangunan, jembatan, pipa, pagar rumah, terali, alat-alat dapur, dan lain-lain banyak menggunakan bahan dari besi. Supaya besi yang digunakan sebagai bahannya tidak cepat rusak/berkarat harus dilakukan perlakuan-perlakuan khusus terhadap besi tersebut. Perlakuan-perlakuan khusus tersebut adalah

•  Membuat aliasi, Pisau supaya tidak mudah berkarat dapat menggunakan aliasi logam/stainless steel yaitu  campuraran Fe, Ni, dan Cr.
• Proteksi katodik, Pipa besi yang tertanam dalam tanah agar tidak mudah berkarat dapat dilindungi dengan proteksi katodik. Caranya: pipa besi tersebut dihubungkan ke logam yang harga (E⁰)-nya lebih kecil dari harga (E⁰) besi.
• Pelapisan.  Sendok besi, agar tidak berkarat, bisa dilapisi oleh logam yang mempunyai (E⁰) lebih besar dari besi, misalnya Ag.
• Dicat atau dilumuri oli.
• Melapisi dengan gas inert (gas mulia)

SEL ELEKTROLISIS
Reaksi kimia dalam sel elektrolisis berlangsung tidak spontan, artinya reaksi kimia dalam sel elektrolisis baru akan terjadi kalau ada aliran listrik yang dimasukkan ke dalamnya. Misalnya dalam larutan NaCl akan berlangsung reaksi kimia (redoks), kalau ke dalam larutan itu dimasukkan aliran listrik.
Spesi yang tereduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis bergantung pada wujud zat yang dilektrolisisnya. Kalau wujud zat yang dilektrolisis itu liquid/lelehan/cairan, maka yang akan mengalami reaksi redoks adalah langsung kation-anion zatnya. Contohnya liquid NaCl dilektrolisis, maka akan terjadi reaksi reduksi langsung kation Na nya di katoda dan reaksi oksidasi anion Cl nya di anoda. Berikut adalah penulisan persamaan reaksinya.

Dan kalau wujud zat yang dielektrolisisnya adalah larutan, maka reaksi redoksnya harus mengikuti kaidah-kaidah reaksi redoks elektrolisis. Berikut ini adalah kaidah-kaidah reaksi redoks elektrolisis:

Inert: tak aktif (tidak teroksidasi), contoh: C dan Pt.

Tak inert: aktif (mudah teroksidasi), contoh: Fe, Cu, dll.
Larutan NaCl dilektrolisis dengan kedua elektrodanya dari karbon, maka karena kationnya
dari unsur golongan IA, yang mengalami reaksi reduksi di katoda adalah H₂O. Elektroda anodanya inert dan anionnya Cl^–, maka yang mengalami oksidasi di anoda adalah langsung anion Cl^–. Berikut adalah persamaan reaksi redoks di kedua elektrodanya:

Contoh aplikasi sel elektrolisis ada pada penyepuhan dan pemurnian logam. Penyepuhan adalah proses melapisi suatu logam dengan logam lain dengan cara elektolisis.

Misalnya sendok logam besi ingin dilapisi dengan logam perak. Sendok logam besi yang akan dilapisi logam Ag dijadikan elektroda katoda/kutub (-) dan logam Ag yang akan melapisi sendok besi dijadikan elektroda anoda/kutub (+). Di dalam prosesnya, logam Ag akan teroksidasi menjadi ionnya. Ion Ag (kation) yang terbentuk akan bergerak menuju katoda/kutub (-). Dan di katoda, ion Ag akan tereduksi menjadi logamnya yang akan melapisi sendok logam besinya. Berikut adalah persamaan reaksi redoks di kedua elektrodanya:

Suatu logam kasar dapat dimurnikan dengan cara elektrolisis. Misalnya Cu kasar ingin dimurnikan menjadi Cu murninya. Di dalam prosesnya, Cu kasar dijadikan elektroda anoda/kutub (+) dan Cu murni dijadikan elektroda katoda/kutub(-). Cu kasar akan teroksidasi menjadi ionnya/kation, kemudian ionnya akan bergerak menuju ke katoda/kutub(-). Di katoda ion Cu tereduksi menjadi logamnya yang melapisi logam murninya. Lama kelamaan, Cu kasar habis teroksidasi menjadi ionnya dan Cu murni bertambah berat karena semakin banyak ion Cu yang tereduksi menjadi logamnya pada Cu murninya.

Perhitungan berapa jumlah zat yang dihasilkan/yang terlibat dari/dalam sel elektrolisis dapat dilakukan menggunakan rumusan hukum Faraday I atau Faraday II. Hukum Faraday mana yang dipakai, tergantung data yang ada dalam soalnya. Kalau data soal menyebutkan satu spesi zat yang terlibat, maka perhitungan yang berhubungan dengan zat tersebut dapat menggunakan hukum Faraday I. Dan kalau data soal menyebutkan dua spesi zat (spesi zat yang ditanya jumlahnya dan spesi zat yang diketahui jumlahnya), maka penyelesaian perhitungannya bisa memakai hukum Faraday II.

Ket:  w = massa spesi (g)                           i = kuat arus (A)                         F=faraday

         e =  berat ekivalen (Ar/v)                  q= muatn listrik (coulumb)

         v =  valensi/muatan/biloks                  t = waktu (detik)

 

Sumber: https://rdmymochi.wordpress.com/kimia-kelas-xii/reaksi-redoks-dan-elektrokimia/sel-elektrokimia/