Reaksi-reaksi di Anoda dan Katoda Pada Sel Volta Dan Sel Elektrolisis

Sel elektrokimia

Elektrokimia mempelajari hubungan reaksi kimia dan energi listrik. Pada proses ini, energi kimia diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya. Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi lainnya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat kemudian akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia.

Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, yaitu katoda dan anoda, serta larutan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada katoda terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

Ada dua macam sel elektrokimia, yaitu sebagai berikut.

1. Sel Volta (Sel Galvani)

Dalam sel ini energi kimia diubah menjadi energi listrik atau reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

2. Sel Elektrolisis

Dalam sel ini energi listrik diubah menjadi energi kimia atau arus listrik menghasilkan reaksi redoks.

Persamaan Sel Volta dan sel elektrolisis:

1. Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakan elektroda, yaitu katoda, anoda, dan larutan elektrolit.

2. Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks, pada katoda terjadi reduksi, sedangkan pada anoda terjadi oksidasi.

Perbedaan Sel Volta/Sel Galvani dan Sel elektrolisis dapat dilihat pada tabel berikut

Tabel Perbedaan sel volta dan elektrolisis

A. Sel Volta/Sel Galvani

Penemu sel Sel Volta/Sel Galvani ialah ahli kimia Italia Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yang dikembangkan. Sel volta dapat menghasilkan arus listrik dan berlangsung secara spontan. Sel volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik.

Elektroda pada Sel Volta

Katode :

- Elektrode di mana terjadi reaksi reduksi, berarti logam Cu.

- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode positif.

Anode :

- Elektrode di mana terjadi reaksi oksidasi, berarti logam Zn.

- Dalam sel volta disebut sebagai elektrode negatif.

Perhatikan gambar contoh sel volta berikut ini:

*chemistry zumdhal

Pada sel Volta diatas digunakan elektroda negatif (anoda) dari batang zink/seng (Zn) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO₄ dan elektroda positif (katoda) dari batang tembaga(Cu) yang dicelupkan dalam larutan CuSO₄. Kedua larutan dipisahkan oleh dinding berpori, cara lain yang dapat dilakukan adalah dengan menghubungkan dua larutan yang terpisah dengan jembatan garam. Kedua nya memiliki fungsi yang sama. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektroda berada.

Tahapan kerja sel Volta/sel Galvani:

a. Elektroda seng teroksidasi berubah menjadi Zn2+

Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2 e^–

b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektroda Cu.

c. Pada elektroda Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu²⁺ dari larutan menjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:

Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu(s)

d. Akibatnya, Zn teroksidasi dan Cu²⁺ tereduksi, pada anoda ion Zn²⁺ lebih banyak dari ion SO₄^2– , sedangkan pada katoda ion SO₄ ^2– lebih banyak dari ion Cu²⁺ . Oleh sebab itu, ion SO₄^2– berpindah dari elektroda Cu ke elektroda Zn melalui dinding berpori.

e. Pada akhir reaksi sel, elektroda Zn akan berkurang beratnya, sedangkan elektroda Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO₄ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO₄ semakin pekat.

Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Reaksi oksidasi (anoda)

Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2 e^–

Reaksi reduksi (katoda)

Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu(s)

Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

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

dengan:

| = perbedaan fase

|| = jembatan garam

sebelah kiri || = reaksi oksidasi

sebelah kanan || = reaksi reduksi

a. Potensial Reduksi Standar

Reaksi redoks dalam sebuah sel dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial yang bernilai positif dari kedua elektroda yang digunakan. Harga potensial mutlak suatu elektroda tidak dapat diukur. Oleh karena itu, ditetapkan suatu elektroda standar sebagai pembanding, yaitu elektroda hidrogen.

Elektroda hidrogen terdiri atas gas hidrogen murni yang tekanannya adalah 1 atm pada 25 °C. Gas tersebut dialirkan melalui sepotong platinum yang dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion H+ dengan konsentrasi 1 M. Potensial elektroda standar ini ditetapkan memiliki harga potensial sama dengan nol volt. (E^o = 0 volt)

b. Potensial Elektroda Positif

Elektroda yang lebih mudah tereduksi daripada elektroda hidrogen diberi harga potensial reduksi positif. Misalnya, sel Volta dengan elektroda hidrogen dan elektroda Cu dalam larutan CuSO₄ memberikan harga potensial sebesar 0,34 volt.

Pada elektroda hidrogen terjadi reaksi oksidasi (karena elektron mengalir dari elektroda hidrogen ke elektroda Cu), sedangkan elektroda Cu mengalami reaksi reduksi.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Anoda(–) : H₂(g) →2 H⁺(aq) + 2 e

Katoda(+) : Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu^– (s)

H₂(g) + Cu²⁺ (aq) → 2 H⁺ (aq) + Cu(s)

Oleh karena elektroda Cu lebih mudah tereduksi daripada elektroda hidrogen maka potensial reduksi elektroda Cu diberi tanda positif. Harga potensial reduksi elektroda hidrogen 0 volt maka harga potensial sel adalah harga potensial reduksi Cu, yaitu +0,34 volt.

Reaksi reduksi ditulis sebagai berikut.

Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu(s) E^o = +0,34 volt

dengan:

E^o = potensial reduksi standar.

c. Potensial Elektroda Negatif

Elektroda yang lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen diberi harga potensial reduksi negatif. Contohnya Zn lebih mudah teroksidasi daripada hidrogen. Oleh sebab itu, elektroda seng diberi tanda negatif. Karena harga potensial reduksi H2 sama dengan 0 volt maka potensial sel adalah potensial reduksi Zn yaitu –0,76 volt.

Reaksi reduksi ditulis:

Zn²⁺ (aq) + 2 e^– → Zn(s) E^o = –0,76 volt

Berikut ini harga potensial elektroda zat-zat pada suhu 25°C yang diperoleh melalui eksperimen

Penyusunan unsur-unsur berdasarkan deret kereaktifan logam dikenal dengan deret volta. Deret volta menggambarkan urutan kekuatan pendesakan suatu logam terhadap ion logam yang lain. Unsur yang terletak di sebelah kiri hidrogen lebih mudah mengalami oksidasi dibanding yang terletak di sebelah kanan hidrogen. Logam yang memiliki sifat reduktor lebih kuat akan mendesak ion logam lain yang sifat reduktornya kecil.

Urutan unsur-unsur dalam deret volta adalah sebagai berikut.

Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Cr–Fe–Cd–Co–Ni– Sn– Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

Logam di sebelah kiri H memiliki E° negatif, sedangkan di sebelah kanan H memiliki E° positif. Di sebelah kiri H merupakan logam-logam yang aktif, sedangkan di sebelah kanan H merupakan logam-logam mulia. Makin ke kanan sifat reduktor makin lemah, makin ke kiri sifat reduktor makin kuat. Unsur-unsur dalam deret volta hanya mampu mereduksi unsur-unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi unsur-unsur di sebelah kirinya.

Contohnya Na mampu mereduksi Mg, tetapi tidak mampu mereduksi Ca, seperti terlihat pada reaksi berikut.

Na(s) + Mg(s) → 2 Na⁺(s) + Mg^–(s)

Na(s) + Ca(s) tidak bereaksi/reaksi tidak berlangsung.

d. Reaksi Sel dan Potensial Sel

Reaksi sel adalah jumlah aljabar dari reaksi-reaksi yang terjadi pada elektroda-elektroda. Misalnya, untuk reaksi dengan diagram sel sebagai berikut.

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

Setengah reaksi dari reaksi selnya sebagai berikut.

Anoda : Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2 e^–

Katoda : Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu(s)

Zn(s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu(s) (reaksi sel)

Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi. Jika yang digunakan adalah elektroda-elektroda standar maka potensial sel itu ditandai dengan Eo sel.

Potensial standar untuk sel tersebut sebagai berikut.

Oleh karena setengah reaksi oksidasi memiliki tanda yang berlawanan, persamaan yang sering digunakan sebagai berikut.

B. Sel Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik dapat menghasilkan reaksi kimia. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.

1. Reaksi elektrolisis

a. Reaksi yang terjadi pada katode (reduksi)

Reaksi yang terjadi pada katode, dapat diketahui dengan memperhatikan jenis kation yang terdapat dalam larutan elektrolitnya (pelarut air), yaitu sebagai berikut.

(1) Ion-ion logam alkali dan alkali tanah (Na+, K+, Ca2+, Mg2+ dan lain-lain) serta Al3+, Mn2+ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut).

Reaksinya:

2H₂O (l) + 2e^- → H₂ (g) + 2OH^- (aq)

jika yang dielektrolisis adalah lelehan/leburannya (tidak terdapat air) maka kationnya akan tetap tereduksi.

Reaksi:

Na⁺ + e^– → Na

2) Jika kationnya H⁺ berasal dari suatu asam, maka Ion H⁺ tereduksi menjadi gas H₂. reaksi yang berlangsung pada katode adalah sebagai berikut.

2 H+(aq) + 2 e– → H₂(g)

(3) Ion-ion logam selain alkali dan alkalis tanah serta Al3+, Mn2+ tereduksi menjadi logamnya (diendapkan pada katode)

Contoh:

Ni²⁺ (aq) + 2e^- → Ni (s)

Cu2⁺ (s) + 2 e^– → Cu(s)

Ag⁺ (s) + e‑ → Ag(s)

Au³⁺ (s) + 3 e^– → Au(s)

b. Reaksi yang terjadi pada anode

Jika anode terbuat dari zat inert, seperti Pt, Au, dan C, maka akan terjadi peristiwa-peristiwa seperti berikut ini.

1) Jika anion yang menuju anode adalah OH– dari suatu basa, maka OH– akan teroksidasi.

4 OH^–(aq) → 2 H₂O(l) + O₂(g) + 4 e^–

2) Jika anionnya Cl–, Br–, dan I–, maka ion-ion tersebut akan teroksidasi.

Reaksinya seperti berikut ini.

2 Cl^–(aq) → Cl₂(s) + 2 e^–

2 Br^–(aq) → Br₂(g) + 2 e^–

2 I^–(aq) → I₂(s) + 2 e^–

3) Jika anionnya berupa sisa asam oksi seperti SO₄^2– dan NO₃^–, maka anoda tidak teroksidasi, sedangkan yang teroksidasi H₂O. Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut.

2 H₂O → 4 H⁺ + O² + 4 e^–

Jika anoda terbuat dari logam aktif, jadi elektrodanya selain dari Pt, Au, atau C maka anodanya juga mengalami oksidasi.

Contoh :

-anoda dari logam Ag

maka : Ag (s) → Ag+ (aq) + e^-

-anoda dari logam Cu

maka: Cu (s) → Cu²⁺ (aq) + 2e^-
Apakah kalian sudah paham? coba kerjakan soal latihan berikut
Soal Kimia SMA Kelas 12 Tentang Elektrokimia dan Pembahasannya