Materi ELEKTROKIMIA Lengkap

---

A. PENDAHULUAN

Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik. Dalam kehidupan sehari-hari, kita sering menggunakan aplikasi elektrokimia seperti baterai pada handphone, aki mobil, hingga proses penyepuhan logam. Pemahaman tentang elektrokimia sangat penting karena memiliki banyak aplikasi dalam teknologi modern.

---

B. KONSEP DASAR ELEKTROKIMIA

1. Reaksi Redoks

Elektrokimia didasarkan pada reaksi redoks (reduksi-oksidasi), yaitu reaksi yang melibatkan perpindahan elektron.

Oksidasi: Pelepasan elektron (bilangan oksidasi bertambah)

• Contoh: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Reduksi: Penerimaan elektron (bilangan oksidasi berkurang)

• Contoh: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

2. Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah muatan listrik yang dimiliki atom jika semua ikatan dalam molekul bersifat ionik.

Aturan penentuan bilangan oksidasi:

• Bilangan oksidasi unsur bebas = 0
• Bilangan oksidasi ion monoatomik = muatan ionnya
• Bilangan oksidasi H = +1 (kecuali dalam hidrida logam = -1)
• Bilangan oksidasi O = -2 (kecuali dalam peroksida = -1 dan superoksida)
• Jumlah bilangan oksidasi dalam senyawa netral = 0
• Jumlah bilangan oksidasi dalam ion poliatomik = muatan ionnya

---

C. SEL ELEKTROKIMIA

Sel elektrokimia adalah suatu sistem yang terdiri dari dua elektrode yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit. Ada dua jenis sel elektrokimia:

1. Sel Volta (Sel Galvani)

Sel volta adalah sel elektrokimia yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik melalui reaksi redoks spontan.

Komponen Sel Volta:

• Anode: elektrode tempat terjadinya oksidasi (kutub negatif)
• Katode: elektrode tempat terjadinya reduksi (kutub positif)
• Elektrolit: larutan penghantar listrik
• Jembatan garam: menghubungkan kedua larutan dan menjaga kenetralan muatan

Notasi Sel Volta:

Anode | Larutan anode || Larutan katode | Katode
Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Contoh Sel Volta (Sel Daniell):

• Anode (oksidasi): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
• Katode (reduksi): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
• Reaksi total: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

2. Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia melalui reaksi redoks tidak spontan.

Perbedaan dengan Sel Volta:

Aspek	Sel Volta	Sel Elektrolisis
Reaksi	Spontan	Tidak spontan
Energi	Kimia → Listrik	Listrik → Kimia
Anode	Kutub negatif	Kutub positif
Katode	Kutub positif	Kutub negatif
Contoh	Baterai, aki	Penyepuhan, pemurnian logam

---

D. POTENSIAL ELEKTRODE STANDAR (E°)

Potensial elektrode standar adalah ukuran kecenderungan suatu spesi untuk mengalami reduksi pada kondisi standar (25°C, 1 atm, konsentrasi 1 M).

Deret Volta

Deret volta adalah susunan logam berdasarkan kenaikan potensial reduksi standarnya:

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

Semakin ke kiri:

• Semakin mudah teroksidasi (reduktor semakin kuat)
• Semakin sukar direduksi
• E° reduksi semakin kecil (negatif)

Semakin ke kanan:

• Semakin mudah direduksi (oksidator semakin kuat)
• Semakin sukar teroksidasi
• E° reduksi semakin besar (positif)

Perhitungan Potensial Sel (E°sel)

E°sel = E°katode – E°anode

atau

E°sel = E°reduksi – E°oksidasi

Kriteria spontanitas:

• Jika E°sel > 0, reaksi spontan (dapat berlangsung sebagai sel volta)
• Jika E°sel < 0, reaksi tidak spontan (memerlukan energi listrik)
• Jika E°sel = 0, reaksi dalam kesetimbangan

Contoh: Tentukan E°sel untuk reaksi: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Diketahui:

• E° Zn²⁺/Zn = -0,76 V
• E° Cu²⁺/Cu = +0,34 V

Jawab:

• Katode (reduksi): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0,34 V
• Anode (oksidasi): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E° = -0,76 V
• E°sel = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V (spontan)

---

E. KOROSI

Korosi adalah peristiwa kerusakan logam akibat reaksi redoks dengan lingkungannya. Korosi besi (perkaratan) merupakan contoh paling umum.

Mekanisme Korosi Besi

Pada kondisi lembab dan ada oksigen:

• Anode: Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻ (oksidasi)
• Katode: O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ → 2H₂O(l) (reduksi)
• Fe²⁺ selanjutnya teroksidasi menjadi Fe₂O₃.nH₂O (karat)

Faktor yang Mempercepat Korosi

1. Kelembaban udara tinggi
2. Adanya elektrolit (garam, asam)
3. Kontak dengan logam lain yang lebih mulia
4. Permukaan logam tidak rata
5. pH rendah (asam)

Pencegahan Korosi

1. Pengecatan: melapisi permukaan logam agar tidak kontak dengan udara dan air
2. Pelumuran lemak/oli: mencegah kontak dengan oksigen dan air
3. Galvanisasi: melapisi besi dengan seng (Zn)
4. Tin plating: melapisi besi dengan timah (Sn)
5. Elektroplating: melapisi dengan logam lain menggunakan elektrolisis
6. Perlindungan katodik: menghubungkan logam dengan logam yang lebih reaktif (anoda korban)
7. Membuat paduan (alloy): misalnya baja tahan karat (stainless steel)

---

F. SEL VOLTA PRAKTIS

1. Baterai Primer (Tidak dapat diisi ulang)

a. Baterai Kering (Sel Leclanche)

• Anode: Zn (wadah baterai)
• Katode: batang karbon (grafit)
• Elektrolit: pasta NH₄Cl dan MnO₂
• Reaksi:
  • Anode: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
  • Katode: 2MnO₂ + 2NH₄⁺ + 2e⁻ → Mn₂O₃ + 2NH₃ + H₂O
• Tegangan: 1,5 V

b. Baterai Alkalin

• Mirip baterai kering tetapi menggunakan elektrolit KOH
• Lebih tahan lama dan stabil
• Tegangan: 1,5 V

c. Baterai Lithium

• Anode: Li
• Katode: MnO₂ atau FeS₂
• Ringan, tegangan tinggi (3 V)
• Umur panjang

2. Baterai Sekunder (Dapat diisi ulang)

a. Aki (Accumulator)

• Anode: Pb
• Katode: PbO₂
• Elektrolit: H₂SO₄ 37%
• Reaksi pengosongan:
  • Anode: Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2e⁻
  • Katode: PbO₂ + 4H⁺ + SO₄²⁻ + 2e⁻ → PbSO₄ + 2H₂O
• Tegangan: 2 V per sel (mobil menggunakan 6 sel = 12 V)

b. Baterai Nikel-Kadmium (NiCd)

• Anode: Cd
• Katode: NiO(OH)
• Elektrolit: KOH
• Dapat diisi ulang berkali-kali

c. Baterai Lithium-ion (Li-ion)

• Digunakan pada gadget modern
• Ringan, kapasitas besar
• Tidak ada memory effect

3. Sel Bahan Bakar (Fuel Cell)

Mengubah energi kimia bahan bakar menjadi listrik secara langsung.

Sel Bahan Bakar Hidrogen:

• Anode: 2H₂ → 4H⁺ + 4e⁻
• Katode: O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O
• Reaksi total: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
• Ramah lingkungan (produk hanya air)
• Efisiensi tinggi

---

G. ELEKTROLISIS

Elektrolisis adalah proses penguraian senyawa elektrolit oleh arus listrik searah (DC).

1. Elektrolisis Larutan

Reaksi di Katode (reduksi):

Urutan kecenderungan direduksi:

1. Ion logam dengan E° > -0,40 V (Au³⁺, Ag⁺, Cu²⁺, dll)
2. H⁺ dari asam atau H₂O
3. Ion logam dengan E° < -0,40 V (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Mg²⁺, dll) → yang tereduksi adalah H₂O

Reaksi di Anode (oksidasi):

Urutan kecenderungan teroksidasi:

1. Ion sisa asam (SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻) → yang teroksidasi adalah H₂O
2. Anion halida (Cl⁻, Br⁻, I⁻) → teroksidasi menjadi gas halogen
3. OH⁻ → teroksidasi menjadi O₂ dan H₂O

Jenis Elektrode:

• Elektrode inert (Pt, Au, C): tidak ikut bereaksi
• Elektrode aktif (logam biasa): dapat teroksidasi

2. Hukum Faraday

Hukum Faraday I: Massa zat yang dibebaskan di elektrode sebanding dengan muatan listrik yang mengalir.

w = (e × Q) / 96.500 = (e × i × t) / 96.500

Hukum Faraday II: Massa zat yang dibebaskan oleh muatan listrik yang sama berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat.

w₁/e₁ = w₂/e₂

Keterangan:

• w = massa zat (gram)
• e = massa ekuivalen = Ar/valensi atau Mr/jumlah elektron
• Q = muatan listrik (Coulomb)
• i = kuat arus (Ampere)
• t = waktu (detik)
• 96.500 C = 1 Faraday (muatan 1 mol elektron)

Contoh Soal: Berapa gram tembaga (Cu) yang mengendap jika arus 2 A dialirkan melalui larutan CuSO₄ selama 965 detik? (Ar Cu = 63,5)

Jawab:

• Reaksi katode: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
• e = Ar/valensi = 63,5/2 = 31,75
• w = (e × i × t) / 96.500
• w = (31,75 × 2 × 965) / 96.500
• w = 0,635 gram

3. Aplikasi Elektrolisis

a. Penyepuhan (Elektroplating)

• Melapisi logam murah dengan logam berharga
• Katode: benda yang akan disepuh
• Anode: logam penyepuh
• Elektrolit: garam dari logam penyepuh
• Contoh: penyepuhan emas, perak, krom, nikel

b. Pemurnian Logam

• Katode: logam murni (tipis)
• Anode: logam tidak murni
• Elektrolit: garam dari logam yang dimurnikan
• Contoh: pemurnian tembaga

c. Pembuatan Logam

• Ekstraksi logam dari bijihnya
• Contoh: pembuatan aluminium dari Al₂O₃ (proses Hall-Heroult)

d. Pembuatan Gas

• Elektrolisis air: 2H₂O → 2H₂ + O₂
• Elektrolisis larutan NaCl: produksi Cl₂, H₂, dan NaOH

---

H. ASPEK KUANTITATIF ELEKTROKIMIA

1. Hubungan E°sel dengan ΔG

ΔG° = -n × F × E°sel

Keterangan:

• ΔG° = perubahan energi Gibbs standar (Joule)
• n = jumlah elektron yang terlibat
• F = konstanta Faraday = 96.500 C/mol
• E°sel = potensial sel standar (Volt)

2. Hubungan E°sel dengan Konstanta Kesetimbangan (K)

E°sel = (0,0592/n) × log K (pada 25°C)

atau

log K = (n × E°sel) / 0,0592

3. Persamaan Nernst

Menghitung potensial sel pada kondisi non-standar:

E = E° – (0,0592/n) × log Q (pada 25°C)

Keterangan:

• E = potensial sel pada kondisi tertentu
• E° = potensial sel standar
• n = jumlah elektron
• Q = hasil bagi reaksi

---

I. CONTOH SOAL DAN PEMBAHASAN

Soal 1: Potensial Sel

Diketahui:

• E° Fe²⁺/Fe = -0,44 V
• E° Ag⁺/Ag = +0,80 V

Hitunglah E°sel untuk reaksi: Fe + 2Ag⁺ → Fe²⁺ + 2Ag

Pembahasan:

• Katode (reduksi): 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag, E° = +0,80 V
• Anode (oksidasi): Fe → Fe²⁺ + 2e⁻, E° = -0,44 V
• E°sel = E°katode – E°anode = 0,80 – (-0,44) = 1,24 V

Soal 2: Hukum Faraday

Arus 5 A dialirkan melalui larutan AgNO₃ selama 193 detik. Berapa gram perak yang mengendap? (Ar Ag = 108)

Pembahasan:

• Reaksi: Ag⁺ + e⁻ → Ag
• e = 108/1 = 108
• w = (e × i × t) / 96.500
• w = (108 × 5 × 193) / 96.500
• w = 0,108 gram

Soal 3: Elektrolisis Seri

Tiga sel elektrolisis yang berisi larutan CuSO₄, AgNO₃, dan ZnSO₄ disusun seri. Jika pada sel CuSO₄ mengendap 3,2 gram Cu, berapa gram Ag dan Zn yang mengendap? (Ar Cu = 64, Ag = 108, Zn = 65)

Pembahasan: Pada rangkaian seri: w₁/e₁ = w₂/e₂ = w₃/e₃

• Cu: e = 64/2 = 32
• Ag: e = 108/1 = 108
• Zn: e = 65/2 = 32,5

Massa Ag: w = (3,2/32) × 108 = 10,8 gram Massa Zn: w = (3,2/32) × 32,5 = 3,25 gram

---

J. RANGKUMAN

1. Elektrokimia mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan energi listrik
2. Sel volta mengubah energi kimia menjadi listrik (reaksi spontan)
3. Sel elektrolisis mengubah energi listrik menjadi kimia (reaksi tidak spontan)
4. Potensial sel (E°sel) menentukan spontanitas reaksi
5. Korosi adalah reaksi redoks yang merusak logam
6. Hukum Faraday mengatur hubungan antara muatan listrik dan massa zat
7. Aplikasi elektrokimia: baterai, aki, penyepuhan, pemurnian logam

---

K. SOAL LATIHAN

1. Jelaskan perbedaan antara sel volta dan sel elektrolisis!
2. Mengapa logam magnesium dapat melindungi besi dari korosi?
3. Hitunglah E°sel dari reaksi: Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb (E° Zn²⁺/Zn = -0,76 V; E° Pb²⁺/Pb = -0,13 V)
4. Berapa lama waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 5,4 gram aluminium dari larutan Al₂(SO₄)₃ dengan arus 10 A? (Ar Al = 27)
5. Sebutkan dan jelaskan 5 cara mencegah korosi!

---

DAFTAR PUSTAKA

1. Brady, J. E., & Senese, F. (2009). Chemistry: Matter and Its Changes (5th ed.). New York: John Wiley & Sons.
2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2016). Chemistry (12th ed.). New York: McGraw-Hill Education.
3. Johari, J. M. C., & Rachmawati, M. (2009). Kimia SMA dan MA untuk Kelas XII. Jakarta: Esis.
4. Muchtaridi & Yayan, S. (2018). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Bandung: Yrama Widya.
5. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Toronto: Pearson.
6. Permana, I. (2009). Memahami Kimia SMA/MA untuk Kelas XII Semester 1 dan 2. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
7. Purba, M., & Sunardi. (2012). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.
8. Sudarmo, U. (2017). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.
9. Unggul, S. (2016). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII Kurikulum 2013. Jakarta: Erlangga.
10. Watoni, A. H., Kurniawan, Y., & Nursuprianah, I. (2016). Kimia untuk Siswa SMA/MA Kelas XII. Bandung: Yrama Widya.
11. Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, M. L., & Stanley, G. G. (2014). Chemistry (10th ed.). Belmont, CA: Brooks/Cole.
12. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Belmont, CA: Brooks/Cole.