Bab 9 Elektrokimia

                                                       Elektrokimia

Daftar Isi

1. OKSIDASI DAN REDUKSI SEBAGAI TRANSFER ELEKTRON

2. BILANGAN OKSIDASI

3. OKSIDASI DAN REDUKSI SEBAGAI PERUBAHAN BILOKS

4. POTENSI ELEKTRODA

5. DERET ELEKTROKIMIA

6. SEL VOLTA

7. POTENSI REDOX STANDAR

8. DERET REDOKS

9. POTENSIAL REDOX DAN SEL Volta

10. BATERAI UNTUK PENGGUNAAN DALAM MASYARAKAT DAN INDUSTRI

11. ELEKTROLISIS

1. OKSIDASI DAN REDUKSI SEBAGAI TRANSFER ELEKTRON

• Pelepasan elektron adalah oksidasi.

• Penambahan elektron adalah reduksi.

• Agen pengoksidasi adalah zat yang mengambil elektron dari zat lain.

• Zat pereduksi adalah zat yang memberikan elektron ke zat lain.

•  Oksidasi dan reduksi terjadi bersamaan dalam suatu reaksi kimia. Reaksi di mana oksidasi dan reduksi terjadi disebut reaksi redoks.

• Contoh reaksi redoks adalah reaksi antara larutan seng dan tembaga sulfat.

1. Persamaan reaksinya adalah

2. Dalam reaksi, logam seng melepaskan elektron:

Zn 🡪 Zn2+ + 2e-

Elektron kemudian diambil oleh ion tembaga:

Cu2+ + 2e-  🡪 Cu

3. Logam seng dioksidasi karena melepas elektron.

4. Ion tembaga, Cu2+, direduksi karena telah memperoleh elektron.

5.  Logam seng adalah zat pereduksi karena memberikan elektron ke ion tembaga.

6. Ion tembaga, Cu2+, adalah agen pengoksidasi karena mengambil elektron dari logam seng.

• Semua reaksi redoks di mana elektron ditransfer dapat dijelaskan oleh dua persamaan setengah reaksi. Setengah reaksi pertama adalah untuk oksidasi dan yang lainnya adalah reduksi. Dua persamaan setengah reaksi ini kemudian ditambahkan untuk menghasilkan persamaan redoks keseluruhan.

•  Contohnya adalah reaksi antara ion manganat (VII) yang diasamkan dan ion besi (II). Dua persamaan setengah reaksinya adalah:

MnO4- + 8H+ + 5e- 🡪 Mn2+ + 4H2O (reduksi)

Fe2+ 🡪 Fe3+ + e- (oksidasi)

• Persamaan setengah reaksi kedua dikalikan dengan 5 sehingga jumlah elektron yang dihasilkan sama dengan jumlah elektron yang diambil oleh MnO4- :

MnO4- + 8H+ + 5e- 🡪 Mn2+ + 4H2O (reduction)

5Fe2+ 🡪 5Fe3+ + 5e- (oxidation)

• Dua persamaan setengah reaksi kemudian ditambahkan bersama, menghasilkan persamaan keseluruhan. Dalam hal ini, elektron harus saling menghilangkan:

MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ 🡪 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

2. Bilangan Oksidasi

• Semua atom dalam unsur, ion atau senyawa dapat diberi nomor/bilangan oksidasi. Angka ini diperoleh dengan menerapkan seperangkat aturan.

• Aturan bilangan oksidasi

1. Semua atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol. Misalnya, di selembar pita magnesium. atom magnesium memiliki bilangan oksidasi nol.

2. Dalam ion sederhana dan senyawa ionik, bilangan oksidasi = muatan pada ion.

Misalnya, dalam senyawa ionik natrium klorida, NaCl:

bilangan oksidasi natrium = muatan pada ion Na+ = +1

bilangan oksidasi klorin = muatan pada ion Cl- = -1

Misalnya, dalam senyawa ionik aluminium oksida, Al2O3:

bilangan oksidasi aluminium = muatan pada ion Al3+ = +3

bilangan oksidasi oksigen = muatan pada ion O2- = -2

3. Untuk molekul kovalen, ikatan kovalen diubah menjadi 'ikatan elektrovalen' dengan memberikan elektron ikatan ke atom yang lebih elektronegatif. Bilangan oksidasi atom adalah muatan ion. Misalnya dalam H2O:

Bilangan oksidasi hidrogen = +1 

Bilangan oksidasi oksigen = -2

Aturan yang sama berlaku untuk ikatan rangkap. Contohnya adalah pada SO3.

Elektron ditransfer ke atom oksigen yang lebih elektronegatif.

Oleh karena itu bilangan oksidasi sulfur = +6

                         bilangan oksidasi oksigen = -2

Beberapa contoh bilangan oksidasi atom dalam molekul kovalen dan ion dengan ikatan kovalen ditunjukkan pada Tabel 7.1.

4. Beberapa unsur selalu memiliki bilangan oksidasi yang sama dalam senyawa(Tabel 7.2).

kecuali dalam peroksida seperti H2O2 di mana oksigen memiliki bilangan oksidasi -1

kecuali dalam hidrida ionik seperti NaH di mana hidrogen adalah -1

• Tambahan dalam Bilangan Oksidasi

1. Dalam molekul netral, jumlah bilangan oksidasi semua atom sama dengan nol.

2.  Dalam molekul ion, jumlah bilangan oksidasi dari semua atom dalam molekul ion sama dengan muatan pada ion.

Kedua aturan ini dapat digunakan untuk menghitung bilangan oksidasi dari suatu atom dalam molekul atau ion, jika semua bilangan oksidasi lainnya diketahui.

3. OKSIDASI DAN REDUKSI SEBAGAI PERUBAHAN DALAM BILANGAN OKSIDASI

• Ketika bilangan oksidasi atom meningkat, atom teroksidasi. 

• Ketika bilangan oksidasi atom berkurang, atom tereduksi.

4. POTENSI ELEKTRODA

• Ketika sepotong logam ditempatkan dalam air, logam bereaksi dengan air. Atom-atom logam melepaskan elektron, menjadi ion logam. Ion logam larut dalam air, meninggalkan elektron pada logam. Logam menjadi negatif (dari elektron) dan larutan menjadi positif (dari ion positif). Ini ditunjukkan pada Gambar 7.1. Persamaan untuk reaksi ini adalah

M 🡪 M2+ + ze-

Reaksi balik kemudian dimulai. Ion logam di dalam air tertarik ke logam negatif. Persamaan untuk reaksi ini adalah

M2+ + ze- 🡪 M

Oleh karena itu, reaksi reversibel terjadi:

M ⇌ Mz+ + ze-

Akhirnya, keseimbangan tercapai. Pada kesetimbangan, ada perbedaan potensial antara larutan positif dan logam negatif. Perbedaan potensial ini adalah potensial elektroda logam dalam larutan ion-ionnya.

• Potensial elektroda yang ditunjukkan pada Gambar 7.1 tidak dapat diukur. Jika voltmeter digunakan (seperti yang ditunjukkan pada diagram), kawat harus dicelupkan ke dalam air untuk mengukur voltase. Tetapi logam di kawat ini juga akan bereaksi dengan air, menghasilkan potensi elektroda lain. Pembacaan pada voltmeter akan menjadi perbedaan dari dua potensial elektroda, bukan tegangan sebenarnya dari logam pertama dalam kesetimbangan dengan ion positifnya dalam air.

• Dalam praktiknya hanya perlu membuat suatu elektroda pembanding, Hal ini dilakukan dengan menghubungkan potensial elektroda yang akan diukur dengan larutan elektroda pembanding standar. Larutan elektroda standar ini terdiri dari kawat platinum yang dikelilingi oleh gas hidrogen dan ion H+(aq). Potensi elektroda yang diukur kemudian disebut potensial elektroda standar.

1. Potensial Elektroda Standar, E°

• Potensi elektroda standar dari suatu logam adalah perbedaan potensial antara logam dan larutan 1,00 mol.dm-3 dari ion-ionnya, diukur relatif terhadap elektroda hidrogen standar (atau setengah-sel).

• Potensi elektroda standar untuk logam diukur menggunakan peralatan yang ditunjukkan pada Gambar 7.2.

1. Pembacaan pada voltmeter memberikan nilai potensi elektroda standar dari logam.

2. Tegangan diukur dalam kondisi kondisi standar. Kondisi-kondisi ini adalah: pada suhu 298 K

Tekanan gas hidrogen pada tekanan atmosfer standar = 101,3 kPa

Sebagai contoh, potensial elektroda standar dari seng dan tembaga adalah:

Zn2+(aq) + 2e- 🡪 Zn(s); E° = -0.76 V

Cu2+(aq) + 2e- 🡪Cu(s); E° = +0.34 V

Daftar potensial elektroda standar tercakup di bagian akhir buku ini.

2. Pengaruh Konsentrasi Terhadap Nilai Potensial Elektroda

• Potensi elektroda bervariasi terhadap konsentrasi ion. Jika konsentrasi ion logam, Mz+ dalam kesetimbangan

Mz+ + ze- 🡪 M

meningkat, keseimbangan menuju ke kanan - yaitu lebih banyak Mz+ yang bergabung dengan elektron untuk menghasilkan lebih banyak logam, M. Oleh karena itu lebih banyak elektron dikeluarkan dari elektroda dan menjadi lebih positif.

5. The Electrochemical Series

• Ketika logam ditempatkan sesuai dengan potensial elektroda standarnya, deret elektrokimia diperoleh. Bagian dari seri elektrokimia ditunjukkan di bawah ini.

• Logam yang berada di "atas" dalam deret elektrokimia (yaitu memiliki E° negatif besar)

1. Mudah melepaskan elektron (mis. Mg siap bereaksi menjadi Mg2+);

2. sangat reaktif; 

3. adalah agen pereduksi yang kuat. 

• Kation logam, Mz+, yang berada di 'dibawah' ​​dalam deret elektrokimia (yaitu memiliki E° positif yang besar)

1. siap menerima elektron (misalnya Ag+ mudah direduksi menjadi logam Ag);

2. sangat reaktif;

3. adalah agen pengoksidasi yang kuat.

• Logam 'atas' dalam deret elektrokimia akan mereduksi (yaitu memberikan elektron) kation logam apa pun di bawahnya.

1. Karenanya logam yang berada di 'atas' akan menggantikan ion logam yang berada di “bawah” dari larutannya. Misalnya, seng akan menggantikan timbal:

Zn(s) + Pb2+(aq) 🡪   Zn2+(aq) + Pb(s)

2. Logam yang berada di 'atas' akan menggantikan oksida atau klorida dari logam yang berada di “bawah”. Misalnya, titanium diperoleh dengan memanaskan magnesium dengan titanium klorida:

2Mg(s) + TiCl4(l) 🡪 2MgCl2(s) + Ti(s)

Magnesium berada di atas titanium dalam deret elektrokimia dan dengan demikian menggantikan titanium dari kloridanya. Magnesium memberi elektron ke titanium. 

6. SEL VOLTA

• Diagram umum untuk sel volta ditunjukkan pada Gambar 7.3. Sel terdiri dari dua reaksi setengah-sel, berlabel A dan B dalam diagram.

• Setengah sel A mengandung logam M dalam larutan ion positif logam M+ (aq).

• Setengah sel B terdiri dari logam N dalam larutan ion positif logam, N+ (aq).

• Dua setengah sel digabungkan oleh jembatan garam yang mengandung larutan kalium klorida. Jembatan garam mencegah larutan dalam dua persamaan setengah sel bercampur. Jika larutan dibiarkan bercampur, logam M dapat bereaksi dengan ion logam N+. Jembatan garam juga mempertahankan netralitas listrik dalam sel.

• Elektroda negatif adalah logam dengan potensial elektroda standar yang memiliki nilai lebih negatif (dalam hal ini, logam M).

• Di elektroda negatif,

1. logam larut dalam larutan:

M(s) 🡪 M+(aq) + e-

2. elektron mengalir melalui kawat (dan voltmeter) ke logam N dalam setengah sel B;

3. oksidasi terjadi karena atom logam melepaskan elektron.

• Di elektroda positif,

1. elektron-elektron dari setengah sel A melewati logam N dan elektron diambil oleh ion-ion logam N dalam larutan;

2. ion logam, N+(aq), menerima elektron untuk membentuk logam yang mengendap pada elektroda:

N+(aq) + e- 🡪 N(s)

3. reduksi terjadi karena ion logam memperoleh elektron

• Persamaan untuk sel volta diperoleh dengan menambahkan reaksi dalam dua reaksi setengah-sel:

                  M(s) 🡪 M+(aq) + e-

Add: N+(aq) + e- 🡪 N(s)              +

                  M(s) + N+(aq) 🡪 M+(aq) + N(s)

1. POTENSIAL SEL STANDAR (E.M.F.), E°cell

• Prosedur berikut menghasilkan tegangan sel Standar yang benar. Sel yang ditunjukkan pada Gambar 7.4 digunakan sebagai contoh.

1. Tuliskan potensial elektroda standar untuk dua reaksi setengah-sel.

Cu2+ + 2e-  🡪Cu;         E° = +0.34 V

Zn2+ + 2e-  🡪 Zn;         E° =-0.76V

2. Tuliskan reaksi yang terjadi di sel volta. Jika reaksi berlawanan arah dengan potensial elektroda standar, maka tanda potensial harus dibalik:

Cu2+ + 2e-  🡪Cu;         E° = +0.34 V (sama dengan E° untuk tembaga) 

Zn 🡪 Zn2+ + 2e-           E° = +0.76 V (kebalikan dari E° untuk seng)

3. Kemudian tambahkan persamaan dan potensialnya:

• Semua potensial sel standar untuk sel volta harus positif. Sel volta tidak bisa bekerja jika potensialnya negatif.

2. NOTASI SEL VOLTA

• Mulailah dengan elektroda negatif di sisi kiri.

• Kemudian tulis, dari kiri ke kanan:

I - simbol untuk logam elektroda negatif

II - simbol untuk ion positif dari (I)

III - simbol untuk ion positif dari setengah sel lainnya

IV - simbol untuk logam elektroda positif.

• Contoh notasi sel untuk sel volta pada Gambar 7.4 adalah:

7. POTENSI REDOX STANDAR

• Potensi redoks standar sama dengan potensial elektroda standar. Setengah sel dapat dibuat dari setiap setengah-persamaan redoks. Setengah sel ini memiliki potensi redoks standar.

• Contoh dari potensi redoks standar adalah

Fe3+(aq) + e- ⇌ Fe2+(aq); E° = +077 V

Setengah sel untuk ini dibuat dengan menempatkan elektroda platinum dalam campuran zat dari kedua sisi persamaan. Ini ditunjukkan pada Gambar 7.5. Ketika setengah sel bergabung dengan jembatan garam ke elektroda hidrogen standar, beda potensial adalah +0.77 volt (karena E ° untuk hidrogen = 0 V). Ini benar dalam kondisi standar.

• Gambar7.6 menunjukkan setengah sel dengan elektroda platinum dalam campuran ion MnO4-, H+ dan Mn2+.

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- ⇌ Mn2+(aq) + 4H2O;    E° = +1.52 V

• Tegangan pada semua potensial redoks standar diukur dalam kondisi keadaan standar.

1. PENGGUNAAN POTENSI REDOX UNTUK MEMPREDIKSI REAKSI KIMIA

• Banyak persamaan redoks dapat diperoleh dengan menambahkan dua persamaan setengah-sel. Setiap persamaan setengah-sel memiliki potensial. Dua potensial dapat ditambahkan bersama untuk mendapatkan e.m.f. atau Potensi sel standar untuk reaksi redoks.

• Contoh reaksi redoks adalah

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5Fe2+(aq) 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O + 5Fe3+(aq)

• Persamaan redoks ini terdiri dari dua potensi redoks standar:

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- ⇌ Mn2+(aq) + 4H2O;    E° = +1.52 V.. .equation 1

Fe3+(aq) + e- ⇌ Fe2+(aq); E° = +077 V                                           .. .equation 2

• Persamaan pertama tidak berubah, tetapi persamaan kedua terbalik untuk menghasilkan dua persamaan reaksi redoks:

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O;    E° = +1.52 V (tidak berubah) 

Fe2+(aq) 🡪 Fe3+(aq) + e-            E° = -0.77 V (persamaan dan tanda potensial terbalik)

• Dua persamaan sekarang ditambahkan untuk menghasilkan persamaan redoks sebenarnya. Tegangan dari dua persamaan setengah ditambahkan untuk memberikan e.m.f. atau tegangan sel untuk reaksi redoks:

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5Fe2+(aq) 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O + 5Fe3+(aq)     Ecell= +0.75 V

• Reaksi redoks akan terjadi jika e.m.f bernilai positif.

8. Deret Redoks

• Ketika elektroda redoks standar ditempatkan sesuai dengan potensialnya, deret redoks diperoleh. Bagian dari deret redoks ditunjukkan di bawah ini

• Deret redoks terdiri dari campuran zat pengoksidasi dan pereduksi.

1. Semakin positif tegangan, semakin kuat zat pengoksidasi. Karenanya F2 adalah agen pengoksidasi paling kuat dalam daftar di atas.

2. Semakin negatif tegangan, semakin kuat agen pereduksi. Karenanya logam magnesium adalah zat pereduksi paling kuat dalam daftar di atas.

• dan

1. Zat pereduksi dapat mereduksi semua zat pengoksidasi di bawahnya dalam deret redoks.

Misalnya, dalam daftar di atas, I- dapat mereduksi  Fe3+, Cl2, MnO4- yang diasamkan dan F2..

2. Zat pengoksidasi dapat mengoksidasi semua zat pereduksi di atasnya dalam deret redoks.

Misalnya, dalam daftar di atas, I2 dapat mengoksidasi H2, Zn dan Mg.

Catatan: Deret redoks yang lebih lengkap diberikan dalam Tabel Data di akhir buku ini, sebagai daftar potensi redoks yang diurutkan berdasar kenaikan daya pengoksidasinya.

9. POTENSIAL REDOX DAN SEL Volta

• Sel volta dapat dibuat dari dua potensial redoks setengah-sel. Contoh ditunjukkan pada Gambar 7.7.

1. Dua potensi redoks standarnya adalah:

Fe3+(aq) + e- 🡪 Fe2+(aq); E° = +077 V

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O;    E° = +1.52 V

Jadi platinum di B adalah elektroda positif karena nilai potensi redoksnya paling positif. Karenanya platinum di A adalah elektroda negatif.

2. Reaksi di setengah-sel A adalah

Fe2+(aq) 🡪 Fe3+(aq) + e-            E° = -0.77 V

karena elektron ditambahkan ke elektroda untuk membuatnya menjadi kutub negatif.

3. Elektron dari A mengalir melalui sirkuit eksternal (yaitu kabel dan voltmeter) ke elektroda platinum di B. Reaksi di setengah-sel B adalah:

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O;    E° = +1.52 V

4. Reaksi keseluruhan diperoleh dengan menambahkan dua persamaan setengah-sel (dan tegangan) untuk mendapatkan e.m.f. sel:

MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5Fe2+(aq) 🡪 Mn2+(aq) + 4H2O + 5Fe3+(aq)     E°cell= +0.75 V

10. BATERAI UNTUK PENGGUNAAN DALAM MASYARAKAT DAN INDUSTRI

• Baterai digunakan sebagai sumber listrik portabel.

• Baterai (sel volta) yang dijelaskan dalam bab ini memiliki kelemahan jika digunakan di luar laboratorium;

1. Tegangannya rendah (biasanya 1-2 volt);

2. mudah tumpah dan tidak portabel;

3. mereka hanya dapat memasok arus yang rendah (sehingga tidak dapat digunakan untuk menghidupkan mesin mobil)

• Sel kering adalah baterai praktis yang digunakan pada peralatan listrik kecil seperti lampu listrik, mainan listrik dan radio. Baterai ini memiliki keuntungan sebagai berikut:

1. disegel, sehingga tidak bocor (karenanya sangat portabel);

2.  ini memasok tegangan yang andal.

Kerugian utama adalah

1. memberikan tegangan rendah;

2. memberikan arus yang sangat rendah;

3. tidak dapat diisi ulang.

• Baterai Tegangan tinggi (50-100 volt) dapat diperoleh dengan menggabungkan banyak sel kering secara seri. Namun baterai seperti itu tidak dapat diisi ulang dan hanya dapat memberikan arus yang sangat rendah (sehingga tidak dapat menghidupkan mesin mobil).

• Baterai timbal / asam digunakan dalam kendaraan bermotor. Baterai ini memiliki keuntungan sebagai berikut:

1. memberikan arus besar (sekitar 30 ampere) yang diperlukan untuk menghidupkan mesin mobil; itu bisa diisi ulang;

2. ini memberikan tegangan 12 atau 24 volt dengan menggabungkan 6 atau 12 sel secara seri.

Kerugian besar dari baterai timbal / asam adalah berat yang besar, karena menggunakan timbal.

• Mobil listrik berjalan menggunakan listrik (alih-alih bahan bakar fosil) dan tidak menyebabkan polusi. Ini membutuhkan baterai dengan sifat-sifat berikut:

1. Baterai dapat diisi ulang;

2. Baterai dapat menyediakan arus besar yang dibutuhkan untuk menjalankan mesin secara terus menerus;

3. Baterai memiliki massa/berat yang rendah.

Saat ini satu-satunya baterai praktis untuk menjalankan mobil listrik adalah baterai timbal/asam. Baterai ini dapat diisi ulang dan dapat memberikan arus yang berat. Masalahnya adalah berat baterai yang harus sangat besar untuk menjalankan mobil untuk jarak tertentu. Beban berat ini tidak praktis; itu akan membuat mobil terlalu berat.

Banyak penelitian sedang dilakukan untuk menemukan baterai yang memenuhi tiga kondisi di atas dan yang juga murah. Jika ini dapat dilakukan, maka dimungkinkan untuk menghasilkan mobil bebas polusi.

1. SEL BAHAN BAKAR

• Sel bahan bakar terdiri dari bahan bakar yang dioksidasi langsung oleh oksidan (biasanya oksigen). Bahan bakarnya bisa berupa hidrogen atau bahan bakar lain seperti metana. Energi yang dihasilkan dalam reaksi diubah langsung menjadi listrik dengan sangat efisien (dalam praktinya memiliki efisiensi lebih dari 60%).

• Cara konvensional untuk mendapatkan listrik dari bahan bakar adalah dengan membakar bahan bakar untuk menghasilkan panas. Panas ini digunakan untuk menghasilkan uap yang menggerakkan dinamo untuk menghasilkan listrik. Paling-paling, hanya 30% dari energi yang dilepaskan dalam pembakaran diubah menjadi listrik yang berguna.

• Sel bahan bakar sederhana ditunjukkan pada Gambar 7.8. Hidrogen (bahan bakar) dan oksigen (oksidan) dilewatkan melalui elektroda platinum yang direndam dalam larutan natrium hidroksida.

1. Gas hidrogen bereaksi pada permukaan platinum sesuai dengan persamaan berikut

2H2(g) + 4OH-(aq) 🡪 4H2O(l) + 4e-   E° = +0.83 V 

Elektron membuat elektroda platinum negatif. Elektron-elektron ini kemudian berjalan melalui kabel eksternal ke elektroda platinum lainnya, di mana mereka diambil oleh oksigen.

2. Gas oksigen bereaksi pada permukaan platinum sesuai dengan persamaan berikut

O2(g) + 2H2O(1) + 4e- 🡪 4OH- (aq);   E° = +0.40 V

3. Persamaan reaksi keseluruhannya adalah

2H2(g) + O2(g) 🡪 2H2O(l);   E° = +1.23 V

• Sel bahan bakar berbeda dari baterai biasa karena reaktan dipasok terus-menerus, dan produk terus dilepas. Karenanya sel bahan bakar bekerja tanpa batas. Baterai biasa berhenti bekerja segera setelah bahan bakar habis.

•  Saat ini, sel bahan bakar praktis memiliki dua kelemahan sebagai pasokan listrik portabel:

1. Mereka mahal terutama karena sejumlah besar logam nikel dan platinum diperlukan sebagai katalis untuk reaksi elektroda.

2. Sebagian besar bahan bakar membutuhkan suhu tinggi untuk bereaksi dalam sel bahan bakar. Karena alasan ini, sel bahan bakar jarang digunakan sebagai pengganti baterai konvensional. Saat ini penggunaan utama mereka adalah di pesawat ruang angkasa. Mereka diharapkan menjadi penting dalam menghasilkan listrik di masa depan, ketika katalis yang lebih murah dikembangkan dan ketika hidrokarbon dapat digunakan dalam sel bahan bakar pada suhu kamar.

11. ELEKTROLISIS

1. PRINSIP DASAR ELEKTROLISIS

• Elektrolisis terjadi pada peralatan yang ditunjukkan pada Gambar 7.9. Dua elekroda ditempatkan dalam elektrolit. Elektrolisis terjadi ketika arus melewati elektrolit.

• Elektrolit adalah senyawa yang mengandung ion yang dapat bergerak bebas. Arus listrik dibawa oleh ion. Elektrolit dapat berupa

• senyawa ion cair (mis. Timah (II) bromida cair) atau 

• larutan yang mengandung ion (misalnya larutan tembaga(II)sulfat atau asam sulfat encer).

• Ketika baterai dihubungkan ke elektroda, kation positif (M+) pergi ke katoda negatif. Anion negatif (X-) pergi ke anoda positif.

• Di katoda

1. Dua reaksi berbeda dapat terjadi

1. Kation tereduksi: M+ + e- 🡪 M

Oleh karena itu, ketika larutan tembaga sulfat dielektrolisis, ion tembaga direduksi di katoda, menghasilkan logam tembaga.

Cu2+(aq) + 2e- 🡪 Cu(s)

2. Dalam larutan, kation dari logam yang sangat reaktif (dengan potensi elektroda negatif besar) tidak direduksi. Karenanya ketika larutan dari logam Golongan I dan Golongan II dielektrolisis, gas hidrogen dilepaskan sebagai ganti reaksi reduksi di katoda.

2. Reduksi selalu terjadi di katoda karena ion menangkap elektron

• Di anoda

1. Tiga reaksi berbeda dapat terjadi.

1. Anion dari elektrolit dioksidasi dengan melepaskan elektron:

X- 🡪X + e-

Oleh karena itu, ketika asam klorida dielektrolisis menggunakan elektroda karbon, ion klorida dioksidasi di anoda, menghasilkan gas klor:

2Cl-(aq) 🡪 Cl2(g) + 2e-

2. Dalam larutan encer, beberapa anion tidak bereaksi. Sebagai contoh, ketika larutan asam sulfat encer dielektrolisis, menggunakan elektroda platinum, ion SO42- tidak dioksidasi di anoda. Sebagai gantinya, gas oksigen dihasilkan dari air:

4OH-(aq) 🡪 O2(g) + 2H2O(1) + 4e-

3. Anoda dapat larut dalam elektrolit

Misalnya, ketika larutan tembaga (Il) sulfat dielektrolisis, menggunakan elektroda tembaga, anoda tembaga larut;

Cu(s) 🡪 Cu2+ (aq) + 2e-

2. Oksidasi selalu terjadi di anoda karena atom atau ion kehilangan elektron

2. Aturan Prioritas

• Dalam campuran kation logam, yang memiliki potensi elektroda standar paling positif akan direduksi terlebih dahulu.

• Sebagai contoh, perhatikan campuran ion Zn2+ (aq), Cu2+ (aq), Pb2+ (aq) dan Ag+ (aq).

Urutan logam / ion logam dalam deret elektrokimia adalah:

Ketika campuran dielektrolisis, ion perak (Ag+) direduksi terlebih dahulu (E° paling positif). Kemudian dilanjutkan dengan reduksi ion tembaga (Cu2+) dan terakhir ion Zn2​​+ akan direduksi.

• Dalam campuran anion, anion dengan potensial redoks Standar paling negatif akan dioksidasi terlebih dahulu. Anion ini paling mudah teroksidasi.

• Sebagai contoh, dalam campuran ion Cl- (aq) dan I- (aq), urutan ion dalam deret redoks adalah:

½ I2 + e- ⇌ I-        E° lebih negatif

½ Cl2 + e- ⇌ Cl-   E° lebih positif

Ketika campuran dielektrolisis, ion I- akan dioksidasi terlebih dahulu (E°lebih negatif) diikuti oleh ion klorida (Cl-).

3. ELEKTROLISIS KUANTITATIF

• Jumlah muatan listrik (diukur dalam coulomb, C) yang mengalir melalui rangkaian listrik = arus dalam ampere x waktu dalam detik

• Massa zat yang bereaksi pada elektroda selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik.

Karenanya,  massa ≈ arus

                               ≈ waktu

                               ≈ jumlah coulomb

• Jumlah muatan pada 1 mol elektron = 96.500 coulomb. Jumlah muatan listrik ini disebut konstanta Faraday (F). Dari sini, dapat disimpulkan bahwa:

F = L x e

dimana L = bilangan avogadro dan e = muatan listrik

• Jumlah coulomb yang diperlukan untuk melepaskan satu mol ion logam (Mz+) = 96500 x muatan pada ion.

MZ+       +        ze-  🡪        M

1 mol   z mol        1 mol

• Perhitungan massa logam yang mengendap di katoda selama elektrolisis

Jumlah coulomb yang mengalir melalui elektrolit

= arus x waktu.

z mol elektron menghasilkan 1 mol atom logam dari ion Mz+.

Karenanya, z x F coulomb menghasilkan 1 mol atom logam dari ion Mz+.

Karenanya satu coulomb menghasilkan  1z x F  mol atom logam.

Jadi total jumlah mol atom logam yang dihasilkan

= jumlah coulomb yang mengalir melalui sirkuit x 1z x F mol

Karenanya massa logam dihasilkan

=  jumlah mol x massa atom relatif

=arus x waktu x massa atom relatifmuatan ion zx konstanta faraday (F)gram

4. Hubungan Antara Konstanta Faraday dan Konstanta Avogadro dan Muatan Elektron

• Konstanta Faraday (F) = Konstanta Avogadro (L) x muatan pada elektron (e)

• Konstanta Avogadro (L) dapat ditentukan dari hasil percobaan elektrolisis, menggunakan hubungan di atas.

12. Elektrolisis Industri

1. Anodisasi Aluminium

• Penggunaan aluminium diuraikan dalam Bab 5. Salah satu sifat penting aluminium adalah ketahanan terhadap korosi, meskipun posisinya sebelah atas dalam deret elektrokimia (yaitu E° negatif besar). Ketahanan korosi aluminium disebabkan oleh lapisan permukaan aluminium oksida yang melindungi logam dari serangan kimia melalui udara dan air. Lapisan ini terbentuk secara alami di udara.

• Lapisan aluminium oksida pada benda aluminium dapat ditingkatkan dengan anodisasi. Dalam anodisasi, objek aluminium diletakan di anoda dengan elektrolit berupa larutan asam sulfat. Oksigen dioksidasi di anoda. Oksigen ini bereaksi dengan aluminium untuk membentuk lapisan oksida yang tebal: 

4A1 + 3O2 🡪 2Al2O3

2. PEMURNIAN LOGAM TEMBAGA

• Tembaga tidak murni dimurnikan dengan elektrolisis. Tembaga tidak murni bertindak sebagai anoda sementara sepotong tembaga murni bertindak sebagai katoda. Elektrolitnya adalah larutan tembaga (II) sulfat (Gbr 7.11).

• Dalam elektrolisis:

1. Tembaga dari anoda larut dalam elektrolit:

Cu(s) 🡪 Cu2+(aq) + 2e-

Pengotor mengumpulkan dibagian bawah anoda. Kotoran ini mengandung perak dan emas yang tidak larut dalam elektrolit.

2. Ion tembaga dari larutan direduksi pada katoda tembaga murni:

Cu2+(aq) + 2e- 🡪 Cu(s)

3. Perubahan keseluruhan adalah transfer tembaga murni dari anoda

3. ELEKTROLISIS AIR LAUT

• Larutan garam dielektrolisis untuk menghasilkan natrium hidroksida (produk paling penting) dan klorin. Bahan kimia lain yang berguna juga dihasilkan dari proses, termasuk natrium klorat (I) atau NaCIO, dan natrium klorat (V) atau NaCIO3.

1. Natrium klorida encer (air garam) diletakkan di sisi kiri sel elektrolisis, di sekitar anoda titanium.

2. Ion klorida pergi ke anoda, di mana mereka dioksidasi:

2Cl- 🡪 Cl2 + 2e-

Titanium digunakan untuk anoda karena tahan terhadap korosi oleh klorin yang sangat reaktif.

3. Ion natrium melewati diafragma asbes ke katoda baja. Mereka tidak dapat dilepaskan sebagai natrium karena logam natrium akan langsung bereaksi dengan air. sehingga, ion hidrogen dari air diubah menjadi gas hidrogen:

2H+ + 2e- 🡪 H2,

Reaksi ini menyisakan ion natrium (Na+) dan ion hidroksida (OH-) di sekitar katoda. Jadi natrium hidroksida encer mengalir keluar dari sel.

4. Tinggi air garam di sisi kiri (anoda) sel sengaja lebih tinggi daripada di sisi kanan (katoda) sehingga air garam akan perlahan mengalir melalui diafragma asbes menuju katoda, membawa ion natrium bersamanya dan mencegah aliran sebaliknya, dimana natrium hidroksida menuju katoda (di mana ia akan bereaksi dengan klorin).

5. Produk awal dari proses ini adalah klorin, natrium hidroksida, dan hidrogen

• Bahan kimia lain yang dapat dibuat dari produk elektrolisis.

1. Hidrogen dan klorin dapat dikombinasikan untuk membuat hidrogen klorida atau asam klorida:

H2 + Cl2  🡪 2HC1

2. Klorin dan larutan natrium hidroksida dingin dapat dicampur untuk menghasilkan natrium klorat (I), NaCIO, yang digunakan sebagai pemutih. Persamaannya adalah:

Cl2 + 2OH-  🡪  Cl- + ClO- + H2O