8. ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA***kimiatomesemka***

8.1  Membedakan larutan elektrolit dan nonelektrolit  
         Indikator :

• Larutan elektrolit dan non elektrolit dapat dibedakan berdasarkan sifat hantaran listrik,
• Elekrolit kuat dan elektrolit lemah dapat dibedakan berdasarkan daya hantar listrik

 Rangkuman Materi

8.1 Larutan elektrolit dan non elektrolit

skema penggolongan larutan berdasarkan daya hantar listrik :

 

Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan dibedakan menjadi 2 golongan yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai

a.    Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Termasuk larutan elektrolit adalah asam, basa , garam. Zat terlarutnya disebut elektrolit. Contoh : NaCl, H2SO4, dan NaOH.

b.    larutan non elektrolit adalah larutan tidak dapat menghantarkan arus  listrik. Zat terlarutnya disebut nonelektrolit. Contoh : air suling, gula, dan alcohol

Ciri-ciri hantaran listrik :

-      adanya ion-ion dalam larutan, semakin banyak jumlah ion daya hantar listrik makin baik

-      jumlah ion dalam larutan bergantung pada jenis dan konsentrasi zat terlarut.

Jenis larutan elektrolit berdasarkan daya hantar listrik

1. Larutan elektrolit Kuat

- terionisasi sempurna

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala terang

               2. Elektrolit Lemah

- terionisasi sebagian

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala redup

Penjelasan :

Jenis larutan	Jenis zat terlarut	Nyala lampu	Nama senyawa
Elektrolit kuat	-      senyawa ion -      senyawa kovalen polar yang terhidrolisis sempurna/hampir sempurna	Terang	Natrium klorida (NaCl) Asam nitrat (HNO3) Asam sulfat (H2SO4) Natrium hidroksida (NaOH) Kalium klorida (KCl)
Elektrolit lemah	Senyawa kovalen polar yang terhidrolisis sebagian kecil	Redup	Asam cuka (CH3COOH) Amonia (NH3) Asam karbonat (H2CO3) Asam pospat (H3PO4)
Nonelektrolit	Senyawa kovalen polar yang tidak terhidrolisis	Tidak menyala	Sukrosa (C12H22O11) Etanol (C2H5OH) Gula (C6H12O6) Urea (CO(NH2)2)

 8.2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam elektrokimia
         Indikator : 

• Konsep reaksi redoks diterapkan pada proses sel volta 
•  Konsep reaksi redoks doterapak pada sel elketrolisis
•  Banyaknya zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis dihitung dengan hukum Faraday 1
•  Reaksi redoks yang terjadi pada proses korosi dijelaskan berdasarkan aturan bilangan oksidasi

Rangkuman Materi

8.2 Elektrokimia
Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron). Ada dua macam yaitu :
·         Reaksi kimia menghasil- kan daya gerak listrik (sel galvani)
·         Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)
Alat yang digunakan untuk mempelajari elektrokimia disebut sel elektrokimia.
Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.
1.    Sel Volta/Gavaln

a.  Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :
·         Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.
·         Aturan sel volta :
-   Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik
-   Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif
-   Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif
-   Elektron mengalir dari anoda ke katoda
b.   Konsep-konsep Sel Volta
      Sel Volta:      Deret Volta/Nerst 
      a.   Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
      b.  Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri,mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi.
Prinsip:
1.    Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi
2.    Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda
3.    Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

                           

Notasi sel :  Zn/Zn⁺²//Cu⁺²/Cu

/  = potensial ½ sel

// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)

Macam-macam sel volta:
1.    Sel Kering atau Sel Leclance
·         Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.
·         Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang
   terlindungi oleh pasta karbon, MnO₂ dan NH₄Cl₂
·         Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai
     sebagai terminal negatif.
·         Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO₂ + NH₄Cl + sedikit Air
·         Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng
                       Zn(s) → Zn₂+ (aq) + 2e^-
·         Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. 
   Salah satu reaksi yang paling penting adalah :
                    2MnO₂(s) + 2NH₄ + (aq) + 2e^- → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O
·         Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn₂+ yang dihasilkan pada
    anoda dan  membentuk ion    Zn(NH₃)₄²⁺.
2.  Sel Aki
·         Katoda: PbO₂
·         Anoda : Pb
·         Elektrolit: Larutan H₂SO₄
·         Reaksinya adalah :
                 PbO₂(s) + 4H⁺(aq) + SO₄^2-(aq) → PbSO₄(s) + 2H₂O (katoda)
                                    Pb (s) + SO₄^2-(aq) → PbSO₄(s) + 2e^- (anoda)
    PbO₂(s) + Pb (s) + 4H⁺(aq) + 2SO₄^2-(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O (total
    Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat
   dalam reaksi tersebut.
·     Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan
    memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :
                2PbSO₄(s)  + 2H₂O → PbO₂(s) + Pb(s) + 4H⁺(aq) + 2SO₄^2-(aq) (total) 
       Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia  
   mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.
3.  Sel Bahan Bakar
·         Elektroda : Ni
·         Elektrolit : Larutan KOH
·         Bahan Bakar : H₂ dan O₂
4.  Baterai Ni – Cd
·         Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai  
     pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.
·         Katoda : NiO₂ dengan sedikit air
·         Anoda : Cd
·         Reaksinya :
                    Cd(s) + 2OH^- (aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e^-
                2e^- + NiO₂(s) + 2H₂O → Ni(OH)₂(s) + 2OH^-(aq)
·         Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.
2.    Sel elektrolisis
Terjadi perubahan : energi listrik → energi kimia
Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrik
Pada sel elektrolitik
–  Katoda bermuatan negatif  atau disebut elektroda –
–  Terjadi reaksi reduksi
Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn
         -Reaksi : 2 H⁺(aq) + 2e^- →H₂(g)
         ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; dan penggantinya air
          2 H₂O(l) + 2 e^- → basa + H₂(g)
         ion-ion lain  direduksi
–        Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +
-         Terjadi reaksi oksidasi
-         Jenis logam diperhatikan
a.  Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
reaksi :
# 4OH^- (aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-
# gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh
                    2 H₂O(l) → asam + O₂(g)
# golongan VIIA (halogen) → gas
b.  Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.
                             

1.    Contoh : Reaksi redoks pada elektrolisis larutan garam NaCl:      (skor =12)

Katode :    2H₂O_(l)  +  2e --------> H₂(g)   +   2OH-

Anode :      2Cl-   ------------->Cl₂   +  2e                            

                2H₂O_(l)  + 2Cl-  ---------->  H_2(g)  + 2OH-   +   Cl₂

Hukum Faraday
Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan kedalam larutan. Hal ini dapat digambarkan dengan hukum faraday 1

W = massa zat yang dihasilkan

i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Farady,
1 F = 96500 C
i.t = Q = arus dalam satuan C

Mol elektron dari suatu reaksi sama dengan perubahan biloks 1 mol zat. Dari rumusan diatas diperoleh :
Jumlah Faraday = mol elektron
= perubahan bil.oksidasi 1 mol zat
Dalam penentuan massa zat yang dihasilkan dalam reaksi elektrolisis, biasanya data yang diketahui adalah Ar bukan e, sedangkan

sehingga rumusan Hukum Faraday 1 menjadi :

n = valensi atau banyaknya mol elektron untuk setiap mol zat.
Contoh :
Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan Cu SO4(Ar-Cu=63,5)
Jawab :
Cu diendapkan di  katoda menurut persamaan berikut ini:
Cu2+(aq)   + 2e  --------> Cu(s)
               Ar-Cu         63,5
       e =---------  =--------  = 31,7
                     2               2
                 e,i.t          31,7. 10. 965
       W =-------  =----------------  = 3,175 gram
                 96500             96500
Korosi
adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.
Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O₃.nH₂O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.
Reaksi perkaratan besi

a.	Anoda: Fe(s)--------> Fe2+ + 2e Katoda: 2 H+ + 2 e- -------> H2 2 H2O + O2 + 4e- --------> 4OH-
b.	2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ------->3 Fe2+ + 4 OH- + H2 Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O

Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO₂, SO₂)
4. Adanya O₂
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
Mencegah Korosi
1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
5. Dicampur dengan logam lain