sel volta atau Sel Galvani

Alessandro Volta (1745-1927), seorang fisikawan italia berhasil menemukan suatu reaksi kimia yang dapat menghasilkan energi listrik. Penemuan volta berasal dari studi lanjut tentang penemuan “listrik binatang” oleh seorang ahli anatomi Italia, Luigi Galvani (1773-1798). Arus listrik tersebut diperoleh oleh Galvani saat melakukan proses pembedahan pada seekor katak. Pada saat galvani memasukkan logam tembaga dan besi untuk membedah paha katak, ia merasakan getaran singkat semacam arus listrik. Galvani menganggap bahwa arus singkat yang dirasakannnya berasal dari tubuh binatang. Pernyataan Galvani tersebut tidak bertahan lama. Setelah berdasarkan beberapa percobaan yang dilakukan oleh Volta disimpulkan bahwa arus listrik yang terjadi disebabkan oleh dua logam yang berbeda dalam menggunakan larutan garam atau asam lemah yang ternyata juga menghasilkan arus listrik.

Volta berhasil merancang alat berupa tumpukan dari lempengan logam seng dan perak yang dipisahkan oleh kain basah dari larutan garam atau asam lemah yang menghasilkan arus listrik. Rangkaian alat yang dapat menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia rancangan Volta disebut sel Volta. Reaksi kimia yang berlangsung spontan. Bentuk perkembangan dari sel Volta adalah baterai dan aki.

a. Reaksi dalam Sel Volta

Pada reaksi tersebut terjadi serah terima elektron, logam seng (Zn) melepaskan elektron dan membentuk Zn²⁺. Ion Cu²⁺ dalam larutan CuSO₄ menerima elektorn dan membentuk endapan Cu. Peristiwa ini berjalan terus-menerus hingga semua ion Cu²⁺ mengendap sebagai logam Cu, sehingga larutan CuSO₄ semakin berkurang konsentrasinya. Sebaliknya, endapan Cu pada katode semakin bertambah massanya dalam reaksi tersebut tidak terjadi arus listrik, karena elektron berpindah secara langsung dari logam Zn ke larutan CuSO₄. Reaksi redoks spontan akan menghasilkan arus listrik apabila dirangkaikan pada suatu sel volta .

Dalam rangkaian sel volta tersebut logam tembaga (Cu) berfungsi sebagai katode (kutub positif), tempat penerimaan elektron dan logam seng (Zn) berfungsi sebagai anode (kutub negatif), tempat pelepasan elektron. Proses yang berlangsung pada sel volta adalah sebagai berikut:

a. Logam Zn dalam larutan ZnSO₄ akan larut sebagai ion Zn²⁺. Setiap mol Zn²⁺ akan melepaskan 2 mol elektron, menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Zn(s) à Zn²⁺(aq) + 2e^-

Elektron yang dilepaskan olen Zn akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke logam Cu.

b. Larutan CuSO4 terdiri atas ion Cu²⁺ dan SO₄^2- dengan jumlah yang seimbang. Ion Cu²⁺ akan menerima elektron dari logam CU dan kemudian mengendap pada katode. Ion Cu²⁺ mengalami reaksi reduksi menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Cu²⁺(aq) + 2e^- à Cu(s)

c. Terjadi peristiwa aliran elektron (serah terima elektron) dari logam Zn sebagai anode ke logam Cu sebagai katode yang menghasilkan potensial listrik. Besarnya potensial listrik tersebut dapat diukur menggunakan voltmeter.

d. Peristiwa serah terima elektron terus berlangsung, sehingga dalam wadah katode larutan CuSO₄ semakin berkurang konsentrasinya. Hal tersebut disebabkan ion Cu²⁺ dalam larutan tereduksi menjadi Cu, yang menyebabkan massa logam Cu yang berfungsi sebagai katode semakin bertambah.

e. Massa logam Zn sebagai anode berkurang karena terlarut sebagai ion Zn²⁺, sehingga ion Zn²⁺ dalam ZnSO₄ semakin bertambah.

f. Jumlah ion Zn²⁺ yang berlebihan menyebabkan larutan pada anode, ZnSO₄(aq) semakin bermuatan positif, sebaliknya larutan dalam katode yaitu CuSO₄ semakin bermuatan negatif.

g. Jembatan garam terdiri atas larutan elektrolit inert seperti KCl atau NH₄NO₃ yang dilarutkan dalam agar-agar. Elektrolit yang digunakan pada jembatan garam harus bersifat inert supaya tidak bereaksi dengan kedua electrode. Apabila jembatan garam terbuat dari larutan KCl, maka ion K⁺ akan bergerak ke larutan yang lebih bermuatan negatif (ke arah katode), sebaliknya ion negatif Cl^- akan bergerak ke larutan yang bermuatan positif (ke arah anode).

Penulisan reaksi redoks pada sel volta dilambangkan dengan notasi atau diagram sel sebagai berikut:

                             Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

b. Potensial Elektrode Standar

Pada percobaan (gambar di bawah), permukaan logam platina yang bersifat inert mengabsorbsi gas hidrogen, sehingga ion H⁺ langsung bereaksi dengan gas hidrogen.keseimbangan antara H₂ dengan ion H⁺ yang terbentuk pada permukaan logam platina adalah reaksi oksidasi H₂ menjadi H⁺ dan reaksi reduksi H⁺ menjadi H₂.

            Dalam reaksi keseimbangan tersebut nilai potensial hidrogen distandarisasi 0 volt. Hal ini merupakan keputusan internasional. IUPAC yang menyatakan bahwa potensial elektroda standar, E⁰ berdasarkan kecenderungan reduksi yang terjadi pada electrode, sehingga disebut juga potensial reduksi standar.

                                    2H⁺ (aq) +2e^- ↔ H₂ E⁰= 0 V

            Electrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan dengan electrode hidrogen bernilai positif, sebaliknya electrode yang lebih mudah mengalami oksidasi bernilai negatif. Jadi, semakin besar nilai potensial electrode standar, maka electrode tersebut semakin mudah mengalammi reaksi reduksi. Potensial reduksi merupakan kebalikan dari potensial oksidasinya. Misalnya, nilai potensial electrode Zn²⁺/Zn = -0,76 V, artinya nilai potensial reduksi standar ion Zn²⁺ menjadi Zn sebesar +0,76 V.

c. Sel Volta dalam kehidupan

            salah satu sumber tenaga listrik yang banyak digunakan saat ini adalah baterai. Keuntungan penggunaan baterai sebagai sumber energi listrik adalah sifatnya yang praktis, murah dan tahan lama. Aplikasi sel  volta dalam kehidupan sehari-hari adalah baterai dan accumulator (aki), keduanya bekerja berdasarkan prinsip yang sama yaitu reaksi redoks spontan. Sel volta dibedakan menjadi dua, yaitu:

1. Sel primer, yaitu sel yang tidak dapat diisi ulang. Misalnya baterai biasa (sel kering), baterai alkali, dan baterai perak oksida.
2. Sel sekunder, yaitu sel yang dapat diisi ulang (diestrum). Misalnya baterai nikel cadmium, Li-ion Battery dan aki.

Sel-sel tersebut digunakan pada berbagai alat elektronika, seperti jam, kalkulator, lampu senter, radio, dan telepon genggam.

sel elektrolisis

Sel Elektrokimia

Sel Elektrolisis

penggunaan aki merupakan reaksi sel volta, sebaliknya pengisian aki merupakan reaksi sel elektrolisis. Dalam sel elektrolisis dapat dihasilkan suatu reaksi kimia dari aliran elektron dalam bentuk arus listrik. Reaksi kimia yang terjadi pada sel elektrolisis adalah reaksi redoks tidak spontan.

Rangkaian sel elektrolisis pertama kali dirancang oleh seorang ilmuwan inggris, Michael Faraday, yang mampu mengalirkan arus listrik dari suatu larutan elektrolit. Pada rancangan dasar sel elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif, sebaliknya anoda merupakan kutub positif.

Sel elektrolisis memerlukan energi dari luar agar terjadi reaksi kimia (reaksi tidak spontan), sebaliknya sel volta tidak memerlukan energi dari luar. Pemberian tanda positif dan negatif elektroda pada sel elektrolisis berdasarkan pada potensial listrik dari luar system. Sedangkan pada sel volta berdarkan nilai potensial reduksi standar kedua electrode.

Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis tergantung dari bentuk elektrolit dan electrode yang digunakan. Jadi, reaksi dalam sel elektrolisis dapat dibedakan menjadi tiga, yaitu:

• Sel elektrolisis dengan elektrolit lelehan,
• Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan electrode inert,
• Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan electrode reaktif

Hukum Faraday

            Pada tahun 1834, Michael Faraday mempelajari proses reaksi dalam sel elektrokimia, khususnya dalam sel elektrolisis. Faraday mengemukakan pernyataan yang menjadi hukum dasar dalam elektrokimia, beliau menemukan hubungan antara arus listrik dan massa yang dihasilkan dan dinyatakan dalam Hukum I Faraday dan Hukum II Faraday.

1. Hukum I Faraday

Hukum ini menyatakan bahwa massa yang dihasilkan pada sel elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik dalam sel.

                                               w ∞ Q

dengan,         w = massa yang dihasilkan pada elektrolisis (gram)

                       Q = muatan listrik dalam sel (coulomb)

Jumlah muatan listrik dalam sel merupakan hasil kali antara kuat arus (i) yang dialirkan dalam sel dan waktu elektrolisis (t)

                                               Q = i x t

Jadi, hukum I Faraday dapat dinyatakan:

                                               w ∞ i x t

atau bisa juga dengan menggunakan rumus ini:

1. Hukum II Faraday

Berdasarkan hukum I Faraday diperoleh bahwa massa yang dihasilkan dalam sel elektrolisis (w) sebanding dengan massa ekuivalen zat tersebut (e)

           w ∞ e

missal pada dua sel elektrolisis yang disusun seri memiliki jumlah arus yang sama pada masing-masing larutan sebesar I ampere selama t detik, maka jumlah zat yang dihasilkan pada tiap sel adalah:

                                               w₁ : w₂ = e₁ : e₂

RANGKUMAN KIMIA KELAS XII

RANGKUMAN KIMIA KELAS XII

Posted on Kamis, 03 November 2011 in Rangkuman Kimia XII by Nur Hidayah

 

“Sifat Kolegatif Larutan”

Sifat kolegatif larutan adalah unsur-unsur larutan yang tidak tergantung kepada jenis zat terlarut tetapi hanya tergantung pada konsentrasi partikelnya meliputi :

☺Penurunan tekanan uap jenuh

☺Kenaikan titik didih

☺Kenaikan titik beku

☺Tekanan osmotik

Konsentrasi Larutan

1). Molaritas

Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut di dalam setiap 1

Liter larutan.

M = n —- mol atau M = m . 1000

V —- V mr V → Volume (ml)

2). Molalitas (m)

Adalah satuan konsentrasi yang manyatakan banyaknya mol zat pelarut tiap 1 Kg pelarut

( 1000 gr pelarut )

M = n → Keterangan :

P m = molalitas

n = mol zat pelarut

p = massa pelarut (Kg)

w = massa zat (gn)

3). Fraksi Mol

              adalah satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atai pelarut terhadap jumlah mol larutan. Jadi kalai na = adalah zat pelarut, nb = adalah mol terlarut, maka fraksi mol pelarut (XA) adalah :

XA = na → X pelarut = Mol pelarut

nA + nb mol pelarut + mol zat pelarut

Dan Fraksi mol zat terlarut (XB) adalah :

XB = nB → X terlarut = Mol terlarut

nA + nB mol pelarut + mol terlarut

XA + XB = 1

a). Penurunan tekanan uap ( Δp )

☺Uap jenuh adalah uap yang berada dalam kesetimbangan

☺Tekanan uap jenuh adalah tekanan yang di sebabkan oleh uap jenuh

☺Uap raouh hubungan antara tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh pelarut adalah :

p = Xpelarut . Po Keterangan : p = tekanan uap jenuh larutan

po = tekanan uap jenuh pelarut

Xpelarut = fraksi mol pelarut

Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut dengan tekanan uap jenuh larutan di sebut “Δp”

Δp = Xterlarut . po Keterangan : Δp = Penurunan tekanan uap jenuh

Δp = po – p

b). Kenaikan titik jenuh (ΔB)

☺Titik didih adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap atmosfer di sekitarnya. Example : Di permukaan laut ( p = 760 mmHG) air mendidih pada suhu 100^ºC karena pada suhu 100^ºC tekanan uap air 760 mmHG.

☺Dengan adanya zat – terlarut dalam suatu zat cair maka titik didih zat cair itu akan naik sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

☺Selisih antara larutan dengan titik pelarutnya di sebut kenaikan titik didih (ΔTb = Tb Larutan Elevation).

Δb = Larutan – Tb Pelarut.

☺ΔTb tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi partikel dalam larutan.

Δb = kb . m Keterangan ΔTb = Kenaikan titik didih

Kb = Tetapan kenaikan titik didih molal

m = Molalitas.

c). Penurunan titik beku (ΔTf)

☺Titik beku adalah siatu suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatan. Example, Pada tekanan 1 atm, air membeku pada 0^ºC karena pada suhu itu tekanan uap air = tekanan uap es.

☺Adanya zat-zat terlarut dalam suatu zat cair mengakibatkan titik beku zat cair itu akan turun → sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

☺Selisih antara titik beku larutan dengan titik beku pelarutnya di sebut penurunan titik beku ( ΔTf = freezing point defression)

ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan.

☺ΔTf tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi konsentrasi partikel dalam larutan

Keterangan ΔTf = penurunan titik beku

ΔTf = kf . m kf = tetapan penurunan titik beku molal

M = Molalitas

”Sel Elektrokimia”

1). Reaksi Redoks Spontan.

Adalah reaksi redoks yang berlangsung serta merta

2). Reaksi Volta

Elektroda tempat terjadinya reduksi di sebut katode, sedangkan tempat terjadinya oksidasi di sebut anode.

Untuk menetralkan muatan listrik, maka labu A dan labu B di hubungkan oleh suatu jembatan garam yaitu larutan garam ( Macl atau kNO3.

3). Notasi Sel Volta

Susunan suatu sel volta di nyatakan dengan suatu notasi singkat yang di sebut juga diagram sel

Misalnya :

Zn Ι Zn 2+ ΙΙ Cu 2+ Ι Cu

Anode di gambarkan pada bagian kirin sedangkan katode di sebelah kanan. Pada notasi ini terjadi oksidasi 2n menjadi Zn 2+, sedangkan anode Cu 2+ mengalami reduksi menjadi Cu. Dua garis sejajar (ΙΙ) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas abtar fase ( 2n padatan, sedangkan Zn 2+ dalam larutan, Cu 2+ dalam larutan sedangkan Cu padatan )

4). Potensial Elektrode Standar (E)

Selisih potensial di sebut potensial sel dan di beri lambang Esel. Potensial sel di sebut juga gaya gerak listrik ( ggl = emf atau elektromotif force )

Tekanan gas Ιatm di sebut potensial sel standar dan di beri lambang Eºsel

a). Potensial Elektrode

yaitu beda potensial elektrode terhadap elektrode hidrogen. Potensial elektrode hidrogen = ) volt.

Potendial elektrode sama dengan potensial reduksi, adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandany berlawanan.

b). Potensial sel

Eºsel = Eº (+) – Eº (– )

Katode (reduksi) adalah elektrode yang mempunyai harga Eº lebih besar (lebih positif) sedangkan anode ( oksidasi ) adalah yang mempunyai Eº lebih kecil ( Lebih negatif )

5). Potensial Reaksi Redoks

Reaksi oksidasi adalah jumlah dari potensial setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.

6). Reaksi keaktifan logam

Yaitu susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya

Makin tinggi kedudukan suatu logam dalam deret suatu volta

☺Logam makin rekatifan ( mudah melepas elektron )

☺Logam merupakan reduktor yang semakin kuat

Sebaliknya, makin rendah kedudukan logam dalam deret volta

☺Logam makin kurang rekatif ( Makin sukar melepas elektron )

☺Logam merupakan oksidator yang semakin kuat

7). Beberapa sel Volta komersial

a. Aki

Jenis baterai yang banyak di gunakan ubtuk kendaraan bermotor

b. Baterai kering

c. Baterai alkaline

d. Baterai Nikel – Kadmium

e. Baterai kerak oksida

f. Baterai litium

g. Sel bahan bakar

SEL ELEKTROLIS → Kebalikan dari sel elektrokimia

Dalam sel elektrolisis, Listrik di gunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Jadi sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta

1). Susunan Sel Elektrolisis

Tidak memerlukan jembatn garam, komponen utamanya yaitu sebuah wadah elektrode, elektrolit & sumber arus searah

2). Reaksi-reaksi elektrolisis

Tidak menuliskan reaksi elektrolisis laritan elektrolit. Faktor-faktor yang di pertimbangkan antara lain :

I. Reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap elektrode

☺Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial elektrode lebih positif

☺Sepsi yang mengalami oksidasi dianose adalah yang mempunyai potensial elektrode lebih negatif

II. Jenis Elektrode, apakah innert atau aktif.

Elektrode innert adala elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi

Elektrode innert yang sering di gunakan yaitu platina dan grafit

III. Overpotensial

a). Reaksi di katode

Jika kation berasal dari logam-logam aktif maka airlah yang adan tereduksi

b). Reaksi-Reaksi di anode

Logam mempunyai potensial oksidasi lebi besar daripada airn atau anion sisa asam. Jika anode tidak terbuat dari pt, An atau grafit maka anode akan teroksidasi. Pt, Au, atau grafit termasuk elektrodainnert atau sukar bereaksi. Jika anode termasuk innert maka reaksi anode tergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa oksi mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar di oksidasi sehingga air yang teroksidasi. Jika anion leboh mudah di oksidasi daripada air, seperti Br– dan I– maka anion itulah yang teroksidasi.

3). Hukum-hukum Faraday

☺Hukum Faraday I :

Massa zat yang di berikan pada elektrolisis (G) berbanding lurus jumlah listrik yang di gunakan (Q)

G = Q

Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (I) dengan waktu (t).

Q = it

Berdasarkan persamaan di atas dapat di tuliskan sebagai berikut :

G = ME

☺Hukum Faraday II :

Massa zat di bebaskan pada elektrolisis ( G ) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu ( ME ).

G = ME

Dari penggabungan hukum faraday I dan II menghasilkan persamaan, dan dapat di nyatakan sebagai berikut :

Keterangan :

G = it x ME G = Massa zat yang di bebaskan (dalam gram)

96.500 i = kuat arus (Dalam Ampere)

t = waktu (Dalam Sekon)

ME = Massa Ekivalen

Massa Ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom rrelatif (Ar) di bagi dengan bilangan oksidasinya (Biloks)

ME = Ar

Biloks

Maka perbandingan massa zat-zat yang di bebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.

4). Stoikiometri Reaksi Elektrolisis

Stoikiometri reaksi elektrolisis di dasarkan pada anggpan bahwa arus listrik adalah aliran elektron

IF = 1 mol elektron = 96.500 coulomb

Selama 1 detik membawa muatan sebesar it coulomb. Oleh karena 1 mol elektron = 96.500 coulomb, maka dalam it coulomb terdapat it

96.500

5). Penggunaan Elektrilisis dalam industri

a). Produksi zat

Kloron dan natrium hidroksida di buat dari elektrolisis larutan Natrium Klorida. Proses ini di sebut proses Klor – Alkali dan merupakan proses industri yang sangat penting. Ruang katode dan anode di pisahkan dengan berbagai cara sebagai berikut :

1). Sel Diafragma

2). Sel Merkuri

b). Pemurnian Logam

Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Tembaga kotor di jadikan anode, sedangkan katode di gunakan tembagamurni. Larutan elektrolit yang di gunakan adalah larutan Cu SO4. selama elektrolisis, tembaga dari anode terus – menerus di larutkan kemudian di endapkan pada katode.

c). Penyepuhan