Sel Elektrokimia Sel Volta dan Sel Elekt

Kelas XII Semester 1
Oleh
Drs. Supriyanto

Kompetensi dasar :
3.3

Mengevaluasi gejala atau proses yang terjadi dalam
contoh sel elektrokimia (sel Volta dan sel elektrolisis)
dalam kehidupan.

3.4

Menganalisis faktor-faktor yang memengaruhi
terjadinya korosi dan mengajukan ide/gagasan untuk
mengatasinya.

3.5

Menerapkan hukum/aturan dalam perhitungan terkait
sel elektrokimia.

Indikator Pencapaian Kompetensi
1. Menuliskan susunan dan notasi sel volta suatu reaksi
2. Menjelaskan proses yang terjadi dalam sel elektrokimia (sel Volta dan sel
elektrolisis).
3. Mengidentifikasi setengah reaksi yang terjadi di anoda dan katoda
4. Menghitung potensial sel standar (Eosel) dari reaksi redoks
5. Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi terjadinya korosi dan mengajukan
ide/gagasan untuk mengatasinya.
6. Memprediksi produk yang dihasilkan pada suatu sel elektrolisis

7. Melakukan perhitungan sel elektrolisis menggunakan Hukum Farady

Elektrokimia :
Merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan kimia
dengan arus listrik.

Sel Elektrokimia :


Tempat berlangsungnya reaksi kimia sehingga menghasilkan arus listrik atau tempat
berlangsungnya reaksi kimia karena pengaruh adanya arus listrik



Reaksi kimia yang terjadi di sel elektrokimia adalah reaksi Redoks (Reduksi dan
Oksidasi)



Sel Elektrokimia terdiri atas Sel Volta dan Sel Elektrolisis

Perbedaan dan Persamaan
Sel Volta

Sel Elektrolisis

Memiliki elektroda (Katoda dan Anoda)

Memiliki elektroda (Katoda dan Anoda)

Katoda (Reduksi) Anoda (Oksidasi)

Katoda (Reduksi) Anoda (Oksidasi)

Energi Kimia menjadi Energi Listrik

Energi Listrik menjadi Energi Kimia

Reaksinya Spontan

Reaksinya Tidak Spontan (Perlu Listrik)

Harga Potensial Sel (Eosel) = Positif

Harga Potensial Sel (Eosel) = Negatif

Arah pergerakan elektron
dari Anoda ke Katoda

Arah pergerakan elektron
dari Anoda ke Katoda

Arah pergerakan Ion :
Ion - ke Anoda
Ion  ke Katoda

Arah pergerakan Ion :
Ion - ke Anoda
Ion  ke Katoda

KaPAN
(Katoda Positif, Anoda Negatif)

KNAPE
(Katoda Negatif, Anoda Positif di Elektrolisis)

Sel Volta adalah : rangkaian sel yang dapat
menghasilkan arus listrik.

Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari
reaksi redoks menghasilkan arus listrik

Rangkaian Sel Volta
Sederhana
Mengapa aliran elektron pada sel
volta sederhana hanya berlangsung
sesaat.........?
Bagaimana mengatasinya ..... ?

Reaksi pada Anoda

Reaksi pada Anoda

Rangkaian Sel Volta dengan Jembatan garam

Zn

K+

Larutan ZnSO4

NO3-

Cu

Larutan CuSO4

Klik gambar
Untuk melihat
Animasi-nya

Bagaimana arus listrik terjadi ?

Apa fungsi masing – masing komponen dalam rangkaian tersebut?

Anoda : Zn(s)



Zn2+ (aq) + 2e

Katoda : Cu2+(aq) + 2e



Cu

Reaksi Sel :

Zn(s) + Cu2+(aq) 

Zn2+(aq) + Cu(s)

Menggambarkan rangkaian sel Volta dan reaksi
redoks yang berlangsung didalamnya
Reaksi Sel : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

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

Fe

Pt

Tuliskan reaksi setengah sel-nya dan gambarkan
rangkaian sel voltanya

Zn(s) | Zn+2 (aq)||H+(aq) , H2 (g,1atm)|Pt
C(s)| I-(aq) , I2 (g,1atm) || MnO4-(aq) , Mn+2 (aq)| C(s)

Cr(s) | Cr+3 (aq)||Ag+(aq) | Ag(s)

Tuliskan notasi Sel Voltanya:

Zn(s) + Ni2+(aq)  Zn+2(aq) + Ni (aq)
Tl+3(aq) + 2Cr2+(aq)  Tl+(aq) + Cr+3(aq)

POTENSIAL SEL (Esel)
Reaksi redoks pada sel elektrokimia merupakan gabungan
dari dua setengah reaksi oksidasi dan reaksi reduksi.

Sehingga nilai potensial sel (Esel) adalah jumlah potensial
reaksi oksidasi (Eoksidasi)dan potensial reaksi reduksi (Ereduksi).

Karena reaksi oksidasi dan reaksi reduksi berlangsung secara
bersamaan, maka penentuan potensial menurut konvensi
IUPAC adalah Ereduksi atau disingkat Eo

Cara Pengukuran
Potensial Reduksi suatu logam
Logam yg
Dicari

Voltmeter
Elektron

Jembatan garam

Katoda

H2(g)

(tekanan 1 atm)
Elektroda
Hidrogen Standar
(sebagai ANODA)

Larutan yg sesuai dengan logam yang dicari

Cara Pengukuran
Potensial Reduksi suatu logam
Contoh hasil pengukuran :
Anoda :
H2(g)  2H+ (aq) + 2e
Katoda : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
H2 + Cu2+

 2H+ + Cu

Jadi Potensial reduksi standar (Eo) nya :
Cu2+(aq) + 2e  Cu
Eo = 0,34 Volt

Eooksidasi = 0 Volt
Eoreduksi = 0,34 volt
EoSel

= 0,34

Potensial sel (Esel)
Tuliskan notasi sel untuk gambar berikut
Voltmeter

0,34 Volt

Katoda

Anoda
Eosel = +0,34 Volt

Li

Lihat

Zn

Zaman

Cu Crupuk

K

Kau

Cr

Cari

Hg Hangus

Ba

Bagai

Fe

Ferhatian

Ag

Agak

Ca

Cahaya

Cd Canda

Pt

Pait

Na

Nan

Co

Coba

Au Au

Mg Menggoda

Ni

Nikmati

Al

Sn

Suasana

Mn Manusia

Pb

Perubahan

H2O

H

Alam

Suatu LOGAM hanya mampu mereduksi ION-ION LOGAM
yang ada di sebelah kanannya

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)
A. Menghitung Eosel
Ada 2 cara yang dapat digunakan untuk menghitung
Eosel suatu persamaan reaksi redoks
(1). Menggunakan rumus menurut konvensi IUPAC,
yaitu :

Eosel = EoKatoda – EoAnoda
Contoh:
Hitung Eosel dari reaksi redoks :
Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s)

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)
Dalam tabel harga Eo untuk setengah reaksi reduksi masing-masing
zat adalah :
Ag+(aq) + e  Ag(s)
Eo = +0,80 volt
Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
Eo = +0,34 volt
Sedangkan dari persamaan reaksi redoks
Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s)
Diketahui bahwa:
Cu teroksidasi menjadi Cu2+. Artinya Cu ada di ANODA
Ag+ tereduksi menjadi Ag. Artinya Ag ada di KATODA
Jadi, diperoleh :
Eosel = EoKatoda – EoAnoda = (+0,80 volt) – (+0,34 volt) = +0,46 volt

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)
(2). Menggunakan persamaan reaksi sel.
Tanda Eo di ANODA harus berlawanan dengan tanda
yang diberikan di Tabel
Dalam reaksi redoks berikut :
Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s)
Oksidasi : Cu(s)
 Cu2+(aq) + 2e
Reduksi : 2Ag+(aq) + 2e  2Ag(s)

Eooksidasi = -0,34 volt
Eoreduksi = +0,80 volt

Sel : Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s) Eosel

= +0,46 volt

Klik gambar
Untuk melihat
Animasi-nya

Animasi Penghitungan Potensial Sel

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)
B. Meramalkan reaksi redoks berlangsung spontan
/ tidak spontan
 Apabila nilai Eosel = POSITIF, maka reaksi
redoks akan berlangsung secara spontan


Apabila nilai Eosel = NEGATIF, maka reaksi
redoks akan berlangsung secara tidak
spontan (Sulit bereaksi)

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)

Contoh:
Apakah reaksi redoks berikut
(a). Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
(b). Cu(s) + Zn2+(aq)  Cu2+(aq) + Zn(s)
Berlangsung spontan / tidak spontan ?

Jawab:
Pada reaksi : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
Zn teroksidasi menjadi Zn2+, sehingga berada di Anoda,
Cu2+ tereduksi menjadi Cu , sehingga berada di Katoda
Dengan menggunakan data Eo di tabel dan rumus
Eosel = EoKatoda – EoAnoda
= (+0,34 volt) – (-0,76 volt)
= +1,10 volt
Nilainya Positif, berarti reaksi berlangsung spontan

Jawab:
Pada reaksi : Cu(s) + Zn2+(aq)  Cu2+(aq) + Zn(s)
Cu teroksidasi menjadi Cu2+ , sehingga berada di Anoda
Zn2+ tereduksi menjadi Zn, sehingga berada di Katoda
Dengan menggunakan data Eo di tabel dan rumus
Eosel = EoKatoda – EoAnoda
= (-0,76 volt) – (+0,34 volt)
= -1,10 volt
Nilainya Negatif, berarti reaksi berlangsung tidak spontan

Kegunaan Potensial Standar Reduksi (Eo)
C. Meramalkan kemampuan oksidasi dan
reduksi suatu zat
Semakin positif nilai Eo, artinya :
 Semakin mudah mengoksidasi zat lain atau
sifat Oksidatornya semakin kuat
 Semakin mudah mengalami reduksi

Cu

Ni
Pb

Cu2+

Pb2+

Zn

Ni2+

(1)

Zn

Zn2+

Cu

Cu2+

Zn2+

(2)

(3)
Pb

Ni

Cu

Cu

Ni2+

Cu2+

(4)

Pb2+

Cu2+

(5)

Nomor gambar , notasi sel dan harga Eosel yang tepat adalah....
Pilihan

Gambar
Nomor

Notasi Sel

Nilai Eosel

A.

(1)

Cu|Cu2+||Pb2+|Pb

Positif

B.

(2)

Ni|Ni2+||Zn2+|Zn

Positif

C.

(3)

Cu|Cu2+||Zn2+|Zn

Negatif

D.

(4)

Ni|Ni2+||Cu2+|Cu

Negatif

E.

(5)

Pb|Pb2+||Cu2+|Cu

Positif

Diketahui potensial elektroda sebagai berikut:
Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
Eo = +0,34 Volt
Al3+(aq) + 3e  Al(s)
Eo = -2,70 Volt
Zn2+(aq) + 2e  Zn(s)
Eo = -0,76 Volt
Ag+(aq) + e  Ag(s)
Eo = +0,80 Volt
Fe2+(aq) + 2e  Fe(s)
Eo = -0,44 Volt
Notasi sel yang dapat berlangsung spontan adalah....
A. Ag|Ag+||Cu2+|Cu
D. Fe|Fe2+||Zn2+|Zn
B. Cu|Cu2+||Al3+|Al
E. Fe|Fe2+||Al3+|Al
C. Cu|Cu2+||Ag+|Ag

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :
Sel Primer

Sel Sekunder

Baterai Seng-Karbon

Aki (Baterai Pb)

Baterai Alkaline

Baterai Ni-Cd

Baterai Merkuri

Baterai NiMH

Baterai Perak Oksida

Baterai Ion Litium

Baterai Litium-tionil klorida

Sel Bahan Bakar
Animasi Sel bahan bakar

Baterai Seng-Karbon
(Sel Leclanche)
 Terdiri dari Katoda yang berasal dari karbon (grafit, C)
dan anode logam Zeng (Zn)
 Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2,
serbuk karbon dan NH4Cl

Persamaan reaksinya :

Katode : 2MnO2 + 2NH4+ + 2e  Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Anode :

Zn  Zn2+ + 2e

Reaksi sel : 2MnO2 + 2NH4+ + Zn  Mn2O3 + 2NH3 + H2O + Zn2+

Baterai Seng-Karbon
(Sel Leclanche)

Baterai Alkaline
 Terdiri dari Katoda yang berasal dari karbon (grafit, C)
dan anode logam Zeng (Zn)
 Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2,
dan KOH

Persamaan reaksinya :

Katode : 2MnO2 + H2O + 2e  Mn2O3 + 2OHAnode :

Zn + 2OH-  ZnO + H2O + 2e

Reaksi sel : 2MnO2 + Zn  Mn2O3 + ZnO

Baterai Alkaline
Kutub positif
Penghubung Arus hasil reduksi
terbuat dari karbon (C)
Anoda (Zn)
MnO2
Elektrolit KOH

Kutub negatif

Baterai Merkuri
 Terdiri dari Katoda yang berasal dari HgO yang dihubungkan
dengan baja, Anode logam Zeng (Zn)
 Elektrolit yang dipakai berupa larutan KOH dan Pasta
Zn(OH)2

Persamaan reaksinya :

Katode : HgO + H2O + 2e  Hg + 2OHAnode :

Zn + 2OH-  ZnO + H2O + 2e

Reaksi sel : HgO + Zn  ZnO + Hg
Potensial sel= 1,3 Volt dengan ukuran bisa
kecil, tahan lama, arus dan voltasenya stabil

Baterai Merkuri

Baterai Merkuri

Baterai Perak Oksida
 Terdiri dari Katoda yang berasal dari Ag2O dan anode logam
Zeng (Zn)
 Elektrolit yang dipakai berupa larutan KOH

Persamaan reaksinya :
Katode : Ag2O + H2O + 2e  2Ag + 2OHAnode :

Zn + 2OH-  ZnO + H2O + 2e

Reaksi sel : Ag2O + Zn  ZnO + Hg

Baterai Perak Oksida

Baterai Litium Tionil Klorida
 Terdiri dari Katoda yang berasal dari C dan anode logam Li
 Elektrolit yang dipakai berupa Litium aluminium tetraklorida
(LiAlCl4) dalam tionil klorida

Persamaan reaksinya :
Katode : 2 SOCl2 + 4e  SO2 + S + 4ClAnode :

Li  4 Li+ + 4e

Reaksi sel : 4 Li + 2SOCl2  4LiCl + SO2 + S

Baterai Litium Tionil Klorida

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi
penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat
dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang
dilapisi PbO2.

Reaksi penggunaan aki :
Anode

: Pb + SO4 2-  PbSO4 + 2e

Katode

: PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e  PbSO4 + 2H2O

Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+  2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O  Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

Terminal

Batang Penghubung

Pemisah setiap Sel

Anoda

Katoda

Sel Nicad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali
(rechargable).
Anoda: Logam Cd
Cd(s) + 2 OH–(aq)  Cd(OH)2(s) + 2 e–
Katoda: Senyawa Nikel(III) pada logam Nikel.
NiO(OH) (s) + H2O(l) + e–  Ni(OH)2(s) + OH–(aq)
Elektrolitnya : Nikel oksihdroksida, NiO(OH).
Potentsial sel yang dihasilkan: 1.30 Volt

Batteries

53

Batteries

• Pengganti sifat racun Anoda Cd
dengan atom H pada campuran
logam ZrNi2
• Selama oksidasi di anoda,
hidrogen akan berubah menjadi
H2O
• Recharging reverses this
reaction.

Batteries

Baterai isi ulang model baru yang didasarkan atas perpindahan ion Li+ dari
anoda ke katoda.

Anoda: logam Li , atau atom Li yang disisipkan di Grafit (C).
Li(s)  Li+ + e–
Katoda: Oksida logam atau sulfida logam yang mampu menangkap ion Li+.

MnO2(s) + Li+(aq) + e–  LiMnO2(s)
Elekrolitnya: Garam yang berisi litium, LiClO4, didalam pelarut organik.
Bisa juga dalam polimer berbentuk padat
Potensial selnya : 3.0 V
56

Sel Bahan Bakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi –
pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke
dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel,
katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq)

Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e
Reaksi sel : 2H2(g) + O2

4H2O(l) + 4e

4OH-(aq)
2H2O(l)

SEL ELEKTROLISIS

Sel Elektrolisis
• Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik
untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan,
sehingga reaksinya sering dikelompokan dalam reaksi
Tidak Spontan
• Senyawa yang dielektrolisis biasanya berupa senyawa
yang bersifat elektrolit.
• Sel Elektrolisis banyak digunakan secara luas oleh
masyarakat
• Cara menghafalnya :
KNAPE  Katoda Negatif  Anoda Positif

Bagan Sel Elektrolisis

Apa bedanya
dengan Sel Volta ?
Larutan Elektrolit

Anoda

Katoda

Reaksi yang terjadi di ANODA
Jika anodanya INERT (tahan terhadap zat kimia), C – Pt – Au maka
(1). Untuk ion negatif yang tidak mengandung oksigen (Cl- ; Br- ; I-) ,
maka ion tersebut akan teroksidasi
2Cl-  Cl2 + 2e
(2). Untuk ion negatif yang mengandung oksigen SO42- ; NO3- ; PO43-,
maka yang teroksidasi adalah airnya
2H2O  O2 + 4H+ + 4e
(3). Untuk ion negatif OH- dari suatu basa, akan teroksidasi sbb
4OH-  O2 + 2H2O + 4e
Jika anodanya TIDAK INERT, maka logam tsb akan teroksidasi
L  Ln+ + ne

Reaksi yang terjadi di KATODA
Jika elektrolitnya berupa larutan, maka kemungkinan yang terjadi :
(1). Untuk ion positif (Gol. IA – IIA; Al dan Mn), maka yang
tereduksi adalah airnya sbb
2H2O + 2e  H2 + 2OH(2). Untuk ion positif H+ dari suatu asam, maka ion ini akan tereduksi
sbb :
2H+ + 2e  H2
(3). Untuk ion positif dari logam-logam di sebelah kanan H pada deret
Volta akan tereduksi dan mengendap di katoda :
Ln+ + ne  L
Jika elektrolitnya berupa leburan, maka semua ion  akan tereduksi

Reaksi yang terjadi di KATODA

Elektrolisis Larutan CuCl2
(Elektrodanya C)
CuCl2 qe Cu2+ + 2ClIon Cu2+ akan menuju katoda
Ion Cl- akan menuju anoda

Katoda

Anoda

Anoda : 2Cl-

 Cl2 + 2e

Katoda : Cu2+ + 2e  Cu
Reaksi sel : Cu2+ + Cl-  Cu + Cl2
CuCl2

Lihat Tayangan Animasi Elektrolisis CuCl2

Penjelasan Elektrolisis Larutan CuCl2 (Elektrodanya Inert)
• Kemungkinan setengah reaksi di anoda :
2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2eEo = +1,36 Volt
2H2O  O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Eo = +1,23 Volt
Karena Eo miliknya Cl lebih tinggi daripada H, maka Cl yang akan
teroksidasi
• Kemungkinan setengah reaksi di katoda :
2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH-(aq) Eo = -0,83V
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Eo = +0,34V
Karena Eo miliknya Cu lebih tinggi daripada H2O, maka Cu yang
akan tereduksi
• Reaksi Sel yang terjadi akhirnya menjadi:
2Cl-(aq) + Cu2+(aq)  Cl2(g) + Cu(s) Eocell = -2.188V
68

Elektrolisis Larutan NaCl
(Elektrodanya Inert)

Tuliskan reaksi
yang terjadi di
masing-masing
elektroda

Penjelasan Elektrolisis Larutan NaCl (Elektrodanya Inert)
• Kemungkinan setengah reaksi di anoda :
2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2eEo = +1,36 Volt
2H2O  O2(g) + 4H+(aq) + 4eEo = +1,23 Volt
Karena Eo miliknya Cl lebih tinggi daripada H, maka Cl yang akan
teroksidasi
• Kemungkinan setengah reaksi di katoda :
2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH-(aq) Eo = - 0,83Volt
Na+(aq) + e-  Na(s)
Eo = - 2,71Volt
Karena Eo miliknya H2O lebih tinggi daripada Na, maka H2O yang
akan tereduksi
• Reaksi Sel yang terjadi akhirnya menjadi:
2Cl-(aq) + 2H2O  Cl2(g) + H2(g) + 2OH-(aq) Eocell = -2.188V 70

Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda untuk
elektrolisis !
1. Larutan KI dengan elektroda karbon (C)
2. Lelehan KI dengan elektroda karbon (C)
3. Larutan AgNO3 dengan elektroda Pt
4. Larutan Na2SO4 dengan elektroda Au
5. Larutan AgNO3 dengan Anodanya dari Ag dan Katodanya
dari Karbon (C)

Jawaban Elektrolisis KI
• Didalam elektrolisis Kalium Iodida, kertas lakmus
merah yang diletakan di katoda lama-kelamaan
akan berwarna biru mengapa bisa demikian ...?

Katoda : 2H2O + 2e  H2 + 2OH• Pada anoda, akan berwarna coklat kekuningan dan
akan terbentuk endapan berwarna unggu gelap.
Apa yang terjadi

Anoda : 2I-

 I2 + 2e

Aplikasi Elektrolisis kehidupan sehari-hari
1. Penyepuhan (electroplating)
2. Produksi zat :
a. Logam Al
b. Logam Na
c. NaOH – H2 – Cl2

 Proses Hall-Heroult
 elektrolisis Leburan NaCl
 elektrolisis Larutan NaCl

3. Pemurnian logam
4. Menghilangkan karat

(Sel Diafragma – Sel Merkuri)

Electroplating (Penyepuhan)
 Penyepuhan adalah pelapisan
dengan logam menggunakan
elektrolisis untuk memperindah
penampilan dan mencegah korosi.
Benda yang akan dilapisi dijadikan
sebagai Katoda dan logam
pelapisnya dijadikan sebagai
Anoda.
 Larutan elektrolit yang digunakan
adalah larutan elektrolit dari logam
pelapis. Ketebalan hasil lapisan
berkisar antara 0,03 – 0,05 mm
75

Bagan Penyepuhan

Lihat Contoh
Penyepuhan sederhana

Produksi Aluminium melalui Elektrolisis
(Proses Hall-Heroult)
• Aluminum dihasilkan dari elektrolisis alumina, Al2O3
• Titik lebur Al2O3 sangat tinggi kalau langsung dielektrolisis,
sehingga harus dilarutkan dahulu dalam kriolit (Na3AlF6) pada suhu
980oC
Katodanya : Fe
Anodanya : C
• Reaksi di katoda : Al3+ + 3e-  Al(l)
• Reaksi di anoda : 2O2-  O2(g) + 4e• Oksigen yang dihasilkan akan bereaksi dengan anoda karbon
membentuk gas CO2
77

Produksi Aluminium melalui Elektrolisis
(Proses Hall-Heroult)

Produksi Logam Na melalui Elektrolisis
Lelehan NaCl (Sel Down)
• Logam Na dapat dihasilkan dari elektrolisis Lelehan garam NaCl
• Alat yang dipakai untuk elektrolisis dinamakan Sel Down
Katodanya : Fe
Anodanya : C
• Reaksi di katoda : Na+ + e-  Na(l)
• Reaksi di anoda : 2Cl-  Cl2(g) + 2e• Gas Cl2 yang dihasilkan merupakan hasil samping dari proses
elektrolisis ini
79

Produksi Logam Na melalui Elektrolisis
Lelehan NaCl (Sel Down)

Produksi NaOH – H2 – Cl2 melalui Elektrolisis Larutan NaCl
(Sel Diafragma)
• Dalam proses elektrolisis larutan garam NaCl, gas H2 dan gas Cl2
yang dihasilkan tidak boleh saling bercampur.
• Alat yang dipakai untuk elektrolisis dinamakan Sel Diafragma
Katodanya : Fe baja
Anodanya : C
• Reaksi di katoda : 2H2O + 2e-  H2 (g) + 2OH- (aq)
• Reaksi di anoda : 2Cl- (aq)  Cl2(g) + 2e• NaOH yang dihasilkan masih tercampur dengan NaCl, sehingga
masih perlu di murnikan lagi dengan jalan penguapan
81

Produksi NaOH – H2 – Cl2 melalui Elektrolisis Larutan NaCl
(Sel Diafragma)

Produksi NaOH – H2 – Cl2 melalui Elektrolisis Larutan NaCl
(Sel Merkuri)
• Mengatasi kekurangan sel diafragma, maka alternatif lain
menggunakan sel Merkuri
Katodanya : Merkuri (Hg) Cair
Anodanya : C
• Reaksi di katoda : 2Na+ + 2e  2Na
2Na + 2Hg  2NaHg (amalgam)
2NaHg + 2H2O  2Na+ + 2OH- + H2 + 2Hg
• Reaksi di anoda : 2Cl- (aq)  Cl2(g) + 2eReaksi keseluruhan : 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2
• NaOH yang dihasilkan memiliki kemurnian yang tinggi
83

Produksi NaOH – H2 – Cl2 melalui Elektrolisis Larutan NaCl
(Sel Merkuri)

Pemurnian Logam melalui Elektrolisis
 Bijih tembaga kandungan
logam Cu = 99% dan 1% zat
pengotor (Ag – Pt – Au – Fe
dan Zn)
 Adanya zat pengotor
berpengaruh thd
konduktivitas listrik jika
dipakai sebagai kabel
 Agar bisa mencapai 100%,
perlu dimurnikan kembali
dengan di elektrolisis
85

Pemurnian Logam melalui Elektrolisis
Logam Cu yang berasal dari bijih tembaga kemurniannya sudah
mencapai 99% dan masih ada 1% zat pengotornya yang dapat
mempengaruhi daya konduktivitas arus listrik jika tembaga tersebut
digunakan sebagai kabel listrik.

Hubungan Kuantitatif
• Jumlah zat yang dihasilkan atau digunakan didalam sel
elektrokimia ditentukan oleh jumlah arus listrik yang
mengalir dalam sel tersebut.
• Contoh Reaksi di Katoda :
 Ag(s)
Ag+(aq) + e 1 mol elektron akan menghasilkan 1 mol Ag
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
 2 mol elektron akan menghasilkan 1 mol Cu

Satuan Listrik
Kuantitas
Potensial
Arus
Muatan
Energi

Satuan
Volt (V)
Amper (A)
Kecepatan aliran elektron
Coulomb (C) 1 Amper per 1 detik
Joule (J)
Volts  Coulomb

1 mol elektron = 96500 Coulomb = 1 Faraday

Hukum Faraday I
1.

Didalam suatu elektrolisis, jumlah zat (massa) yg dihasilkan atau zat yg
bereaksi sebanding dengan muatan listrik yang digunakan.

2.

Untuk menghasilkan 1 (satu) mol produk atau memakai 1 (satu) mol
reaktan, memerlukan n mol elektron

3.

n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas oleh satu atom atau ion.

4.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96.500 Coulomb

5.

Muatan listrik (Q) = n x 96.500 Coulomb

6.

1 Coulomb = 1 ampere (A) x 1 detik (t)

Charge (Q) is determined by multiplying the electric current (I),
(measured in C/s) by the time (t) measured is seconds.

Q = It
(C) = (Ampere)(second)
(Coulomb) = (Coulombs per second) x (second)

Hukum Faraday I
Hukum Faraday menunjukan hubungan antara:
 Arus listrik yang mengalir dalam elektrolisis (Ampere)
 Waktu yang dibutuhkan dalam elektrolisis (detik)
 Jumlah endapan yang terjadi di katoda (mol atau gram)

ix tx e

w =----------------96.500

i = kuat Arus (ampere)
t = waktu elektrolisis (detik)
e = berat ekivalen
Ar
e = ---------------------Jumlah Elektron

Penerapan Hukum Faraday
1 mol e-

Larutan
AgNO3
Katoda

1 mol Ag (108 gr)
Diendapkan di katoda

Larutan
CuSO4
Katoda

½ mol Cu (32 gr)
diendapkan di katoda

Penerapan Hukum Faraday
Berapakah arus listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 0,155
gram perak dari larutan ion perak selama 11 menit (660 detik ) ?.
Jika diketahui Ar Ag = 108.
Jawab :
Ag+(aq) + e-  Ag(s)
Mol Ag yang dihasilkan = 0,155/108 = 1,44 x 10-3 mol
Mol elektron (e-) = 1.44  10-3 mol
Total muatan listrik (Q) = 1,44  10-3 mol  96500 Coulomb/mol
= 139 Coulomb
(Q = i x t)  Arus Listrik (i) = muatan listrik (Q)  waktu (t)
i = 139 Coulomb  660 = 0,211 Ampere

Larutan tembaga (II) sulfat dielektrolisis menggunakan
arus searah sebesar 9,65 Ampere. Jika diketahui Ar Cu =
63,5 dan 1 F = 96.500, maka untuk mendapatkan endapan
tembaga di Katoda sebanyak 12,7 gram, elektrolisis harus
dilakukan selama ...
A. 965 detik
B. 1.000 detik
C. 1.930 detik
D. 2.000 detik
E. 4.000 detik
(Soal UN Tahun 2015)

Jawab:

i t e
w
96.500
 63,5 
(9,65)(t )

2 

12,7 
96.500
1.225.550
t

= 306,3875 t
= 4.000 detik

Cu2+ + 2e  Cu

Larutan emas (I) nitrat (AuNO3) dielektrolisis selama 2
jam dengan arus searah sebesar 5 Ampere. Jika diketahui
Ar Au = 197 dan 1 F = 96.500, maka masa endapan yang
terbentuk di Katoda sebanyak...
A. 73,49 gram
B. 36,74 gram
C. 7,35 gram
D. 3,67 gram
E. 1,22 gram

Jawab:

i t e
w
96.500
 197 
(5)(2 x60 x60)

1 

w
96.500
w = 73,49 gram

Au+ + e  Au

Hukum Faraday II
Jika arus listrik dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis yang
dihubungkan seri, maka jumlah berat (w) masing-masing zat yang
dihasilkan pada setiap elektroda akan sebanding dengan berat
ekivalen (e) tiap-tiap zat

Sel elektrolisis 2 seri

w1 : w2 = e1 : e2

Sel elektrolisis 3 seri

w1 : w2 : w3 = e1 : e2 : e3

Ke dalam 2 sel larutan ZnSO4 dan larutan CuSO4 yang
dihubungkan secara seri dialirkan arus listrik, ternyata
diendapkan 16,25 gram Zn. Jika Ar Zn = 65 dan Ar Cu = 63,5,
maka banyaknya Cu yang mengendap adalah...
A. 7,94 gram
B. 15,88 gram
C. 23,82 gram
Cu
D. 31,75 gram
Zn
E. 39,69 gram
CuSO4

ZnSO4

Jawab :
Cu2+ + 2e-  Cu
Zn2+ + 2e-  Zn

Berat ekivalen (e): Cu 

Berat ekivalen (e):

wZn : wCu = eZn : eCu
16,25 : wCu = 32,5 : 31,75
(16,25) (31,75)
wCu 
 15,88 gram
32,5

63,5
 31,75
2

65
Zn 
 32,5
2

How much copper will be deposited if a current of 0.150 A is passed
through a solution of copper sulfate for 20.0 minutes?
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Answer :
Two moles of electrons will be required to deposit each mole of copper
Total charge (C) = current (A)  time (s)
= 0.150A  1200s = 180 C
# moles (Faradays) = 180 C  96500 C/mol = 1.87 x 10-3 mol
#moles of copper deposited
= ½  1.87  10-3mol = 9.33 x 10-4mol
Mass of copper
= 9.33 x 10-4mol  63.5 g/mol
= 5.92  10-2g

Suatu sel elektrolisis berisi larutan kobalt
(II) klorida dan sebagai elektrodanya
adalah timbal (Pb). Notasi Sel dapat
dituliskan sebagai berikut
Pb(s) | Co2+(aq) , Cl- (aq) | Pb(s)
a) Tuliskan reaksi yang terjadi di katoda
dan anodanya
b) Gambarkan sel elektrolisisnya beserta
sumber arus dan arah elektronnya.
c) Berapakah harga Eosel agar sel ini dapat
berlangsung.

Jawaban :
(b).Gambar sel elektrolisisnya

KOROSI
 Korosi adalah perusakan
logam akibat reaksi logam
dengan lingkungan. Korosi
merupakan suatu reaksi
redoks
 Korosi dipengaruhi oleh
kondisi lingkungan, yaitu
kondisi netral/basa, dan
kondisi asam

Korosi besi pada kondisi netral / basa
Anoda :
Fe(s)
Katoda : O2(g) + 2H2O(l) + 2eSel

 Fe2+(aq) + 2e 4OH-(aq)

: Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l)  Fe2+(aq) + 4OH-(aq)

Ion Fe2+ dan OH- selanjutnya membentuk endapan Fe(OH)2
yang tidak stabil di udara sehingga membentuk karat
Fe2O3.xH2O

Diagram proses terjadinya korosi

Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Korosi







Keberadaan zat elektrolit dan konsentrasi zat elektrolit
pH larutan
Kandungan H2O dan O2
Suhu
Keberadaan zat pengotor
Besi menempel pada logam yang kurang reaktif

Pencegahan Korosi
1. Menggunakan bahan logam yang lebih tahan korosi
2. Mengubah kondisi lingkungan
3. Memberikan perlindungan terhadap logam yang sudah ada
a. Menggunakan lapisan pelindung :
 Lapisan Cat
: kapal, jembatan, mobil
 Lapisan Oli
: mesin bergerak
 Lapisan Plastik
: rak pengering
 Pelapisan dengan krom (Cr) : ketel dan pelek sepeda
 pelapisan dengan Zn
: Penopang jembatan
 pelapisan dengan timah (Sn) : Kaleng makanan

Pencegahan Korosi
b. Menggunakan perlindungan Katoda
Prinsip dasarnya adalah logam yang mengalami korosi berada di
Anoda karena terjadi pelepasan elektron yang sangat dibutuhkan
di katoda, sehingga elektron dapat disuplai dari logam yang lebih
reaktif (Mg) atau disuplai dengan arus listrik dari luar

Perlindungan Katoda
Untuk Pipa

Perlindungan Katoda
Untuk Kapal