Rangkuman Materi Kimia Kelas 12 Bab II Bagian C: Sel Elektrokimia 

TRIBUNJOGJA.COM - Hari ini kita akan belajar tentang sel elektrokimia dengan pembahasan mengenai sel volta dan sel elektrolisis. 

C. Sel Elektrokimia 

Ion Cu⊃2;⁺ dari larutan tembaga(II) sulfat mengalami reduksi menjadi logam tembaga (Cu).

Atom Zn dari logam seng (Zn) mengalami oksidasi menjadi ion Zn⊃2;⁺ yang larut dalam larutan.

Setengah reaksi reduksi: Cu⊃2;⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Setengah reaksi oksidasi: Zn(s) → Zn⊃2;⁺(aq) + 2e⁻

Reaksi redoks keseluruhan: Cu⊃2;⁺(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn⊃2;⁺(aq)

Reaksi tersebut menghasilkan panas, yang dapat dikonversi menjadi energi listrik.

Reaksi kimia yang melibatkan pertukaran elektron dapat dimanfaatkan untuk menghasilkan listrik, dan ini disebut reaksi elektrokimia.

Reaksi elektrokimia adalah reaksi kimia yang menghasilkan perbedaan tegangan, sehingga menghasilkan aliran listrik.

Sel elektrokimia jenis ini disebut sel Volta.

Reaksi kimia yang berlangsung dengan bantuan aliran listrik dari luar juga disebut reaksi elektrokimia, yaitu sel elektrolisis.

Reaksi elektrokimia dapat didefinisikan sebagai reaksi kimia yang berlangsung akibat adanya voltase (energi listrik) dari luar, atau reaksi kimia yang menghasilkan voltase (energi listrik).

Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari perpindahan elektron pada media pengantar listrik (elektrode).

Pada bab ini akan dipelajari jenis-jenis reaksi elektrokimia dan pemanfaatannya dalam kehidupan, seperti baterai.

1. Sel Volta 

a. Sel Volta Zn-Cu

Eksperimen yang dilakukan adalah merancang sel volta seng-tembaga.

Sel elektrokimia ini dibuat dengan menghubungkan setengah sel seng dan setengah sel tembaga.

Setengah sel elektrokimia terdiri dari elektrode konduktif yang dikelilingi oleh elektrolit konduktif.  

Setengah sel seng terdiri dari plat logam seng (elektrode) yang dicelupkan dalam larutan seng sulfat (elektrolit).

Plat tembaga mengalami kenaikan massa karena ion Cu⊃2;⁺ dari larutan tembaga sulfat terdeposisi.

Plat seng mengalami penurunan massa karena sebagian padatan Zn terlarut menjadi ion Zn⊃2;⁺.

Reaksi yang Terjadi:

Reaksi reduksi: Cu⊃2;⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s) (terjadi di katode)

Reaksi oksidasi: Zn(s) → Zn⊃2;⁺(aq) + 2e⁻ (terjadi di anode)

Reaksi redoks total: Zn(s) + Cu⊃2;⁺(aq) → Zn⊃2;⁺(aq) + Cu(s)

Notasi sel untuk reaksi ini adalah Zn|Zn⊃2;⁺||Cu⊃2;⁺|Cu.

Reaksi redoks terjadi di dalam sel volta yang dibuat dari elektroda seng dan tembaga, yang dihubungkan dengan larutan elektrolit masing masing.

Reaksi yang terjadi di katode adalah reaksi reduksi, yaitu ion Cu2+ menangkap 2 elektron dan berubah menjadi logam Cu yang mengendap di elektroda Cu.

Reaksi yang terjadi di anode adalah reaksi oksidasi, yaitu logam Zn melepaskan 2 elektron dan berubah menjadi ion Zn2+ yang larut dalam larutan elektrolit.

Elektron yang dilepaskan oleh logam Zn mengalir melalui kawat penghantar ke elektroda Cu, sehingga terjadi aliran arus listrik.

Reaksi redoks yang terjadi adalah reaksi spontan, yaitu reaksi yang dapat berlangsung dengan sendirinya tanpa bantuan energi dari luar.

b. Notasi sel standar 

Rancangan sel volta dapat dituliskan dengan notasi sel standar: Zn(s)|Zn⊃2;⁺(aq)||Cu⊃2;⁺(aq)|Cu(s).

Tanda | memisahkan fasa padatan dan larutan.

Tanda || adalah jembatan garam.

Setengah reaksi oksidasi (anode) ditulis di sebelah kiri.

Setengah reaksi reduksi (katode) ditulis di sebelah kanan.

Arus elektron mengalir dari elektrode seng (tempat elektron dihasilkan) ke elektrode tembaga melalui sirkuit eksternal.

Larutan elektrolit menghantarkan listrik.

Larutan yang digunakan adalah seng sulfat (ZnSO₄) dan tembaga sulfat (CuSO₄).

Kedua larutan mengandung ion-ion bebas dan berperan sebagai penghantar listrik.

Jembatan garam dalam sel elektrokimia memiliki peran penting dalam menjaga keseimbangan muatan.

Pada setengah sel Zn(s)/Zn⊃2;⁺(aq), terjadi penumpukan muatan positif akibat reaksi oksidasi (menghasilkan Zn⊃2;⁺).

Jembatan garam (diisi larutan Na₂SO₄) mengalirkan ion SO₄⊃2;⁻ ke sisi anode untuk menetralkan kelebihan muatan positif.

Jembatan garam berperan sebagai medium transfer ion tanpa pencampuran medium.

Reaksi kimia pada kedua elektrode menghasilkan aliran elektron ke sirkuit luar.

Energi kimia diubah menjadi energi listrik.

Sel volta sering disebut sel galvani (sesuai nama penemunya, Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta).

Sel volta menghasilkan listrik dari reaksi kimia pada dua plat logam dengan perbedaan potensial reaksi.

c. Kegunaan dari sel volta 

Prinsip kerja sel volta diaplikasikan untuk membuat baterai listrik.

Baterai digunakan sebagai alat untuk menyimpan energi kimia dan menghasilkan listrik.

Baterai dikembangkan dari satu atau beberapa jenis sel volta atau sel bahan bakar.

Baterai digunakan secara luas dalam kehidupan sehari-hari, misalnya pada lampu senter, peralatan listrik rumah tangga, kamera digital, alat bantu dengar, dan jam digital.

2. Sel elektrolisis 

Setelah mempelajari reaksi kimia yang menghasilkan arus listrik, bagian ini akan membahas proses sebaliknya, yaitu penggunaan listrik untuk menjalankan reaksi kimia.

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menggunakan listrik untuk menjalankan reaksi kimia yang tidak spontan.

Diaktifkan dengan mengaplikasikan potensial listrik ke anode dan katode.

Memaksa terjadinya reaksi kimia pada ion-ion dalam larutan elektrolit.

Digunakan di berbagai industri manufaktur untuk memisahkan unsur-unsur dari suatu senyawa dengan melewatkan aliran listrik.

a. Elektrolisis Larutan Tembaga Sulfat 

Katode (Elektrode Negatif):

Ion Cu⊃2;⁺ bermuatan positif mendekati katode.

Ion Cu⊃2;⁺ menarik elektron dan mengalami reduksi menjadi logam tembaga (Cu).

Logam tembaga terdeposisi pada katode, menyebabkan penebalan.

Setengah reaksi di katode: Cu⊃2;⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Anode (Elektrode Positif):

Logam tembaga (Cu) di anode teroksidasi menjadi ion Cu⊃2;⁺.

Tembaga pada elektrode anode terlihat melarut.

Setengah reaksi di anode: Cu(s) → Cu⊃2;⁺(aq) + 2e⁻

Jumlah tembaga yang terdeposisi di katode hampir sama dengan jumlah tembaga yang larut di anode.

Jumlah ion Cu⊃2;⁺ dalam larutan tetap dan warna larutan tidak berubah.

Arus listrik digunakan untuk memecah CuSO₄ menjadi logam Cu.

b. Elektrolisis Air 

Air (H₂O) dapat mengalami elektrolisis untuk membentuk gas hidrogen (H₂) dan gas oksigen (O₂).

Reaksi kimia yang terjadi adalah: 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g).

Proses elektrolisis ini memerlukan energi listrik untuk memecah molekul air menjadi unsur-unsur pembentuknya.

Reaksi elektrolisis air penting karena menunjukkan bahwa gas hidrogen, sebagai sumber energi masa depan, dapat diperoleh dari air.

Sel elektrolisis terdiri dari dua elektrode (biasanya platina) yang dicelupkan dalam elektrolit dan dihubungkan dengan sumber listrik.

Setengah Reaksi Reduksi (Katode):

2 H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2 OH⁻(aq)

Setengah Reaksi Oksidasi (Anode):

2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4e⁻

3. Perbandingan sel volta dan sel elektrolisis 

Logam yang Digunakan sebagai Elektrode:

Sel volta: Menggunakan dua logam yang memiliki perbedaan potensial reaksi.

Sel elektrolisis: Menggunakan logam yang sama sebagai katode dan anode.

Muatan Anode:

Sel volta: Negatif.

Sel elektrolisis: Positif.

Muatan Katode:

Sel volta: Positif.

Sel elektrolisis: Negatif.

Larutan Elektrolit:

Sel volta: Larutan elektrolit berada dalam wadah terpisah yang dihubungkan oleh jembatan garam.

Sel elektrolisis: Katode dan anode berada dalam elektrolit yang sama.

Perubahan Energi:

Sel volta: Energi potensial kimia dari reaksi kimia dikonversi menjadi energi listrik.

Sel elektrolisis: Aliran sumber listrik eksternal menyebabkan reaksi kimia berlangsung (elektrolisis air, pemisahan komponen menjadi senyawanya).

Aplikasi:

Sel volta: Baterai kering, aki mobil.

Sel elektrolisis: Elektrolisis air, pemisahan komponen menjadi senyawanya. (MG Ni Komang Putri Sawitri Ratna Duhita)