Aplikasi lain dari prinsip elektrokimia, yang sobat pelajari di kelas XII ini, adalah pemahaman terhadap gejala korosi pada logam dan pengendaliannya. Berdasarkan data potensial reduksi standar, diketahui bahwa logam-logam selain emas umumnya terkorosi (teroksidasi menjadi oksidanya).
Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan yang lembap (mengandung uap air) dan diinduksi oleh adanya gas O2, CO2, atau H2S. Korosi dapat juga terjadi akibat suhu tinggi. Korosi pada logam dapat juga dipandang sebagai proses pengembalian logam ke keadaan asalnya, yaitu bijih logam. Misalnya, korosi pada besi menjadi besi oksida atau besi karbonat.
Oleh karena korosi dapat mengubah struktrur dan sifat-sifat logam maka korosi cenderung merugikan. Diperkirakan sekitar 20% logam rusak akibat terkorosi pada setiap tahunnya.
Logam yang terkorosi disebabkan karena logam tersebut mudah teroksidasi. Menurut tabel potensial reduksi standar, selain logam emas umumnya logam-logam memiliki potensial reduksi standar lebih rendah dari oksigen.
Jika setengah reaksi reduksi logam dibalikkan (reaksi oksidasi logam) digabungkan dengan setengah reaksi reduksi gas O2 maka akan dihasilkan nilai potensial sel, Esel positif. Jadi, hampir semua logam dapat bereaksi dengan gas O2 secara spontan. Beberapa contoh logam yang dapat dioksidasi oleh oksigen ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut.
Oleh karena besi merupakan bahan utama untuk berbagai konstruksi maka pengendalian korosi menjadi sangat penting. Untuk dapat mengendalikan korosi tentu harus memahami bagaimana mekanisme korosi pada besi. Korosi tergolong proses elektrokimia, seperti yang ditunjukkan pada gambar disamping.
Besi memiliki permukaan tidak halus akibat komposisi yang tidak sempurna, juga akibat perbedaan tegangan permukaan yang menimbulkan potensial pada daerah tertentu lebih tinggi dari daerah lainnya.
Pada daerah anodik (daerah permukaan yang bersentuhan dengan air) terjadi pelarutan atom-atom besi disertai pelepasan elektron membentuk ion Fe2+ yang larut dalam air.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e–
Elektron yang dilepaskan mengalir melalui besi, sebagaimana elektron mengalir melalui rangkaian luar pada sel volta menuju daerah katodik hingga terjadi reduksi gas oksigen dari udara:
O2(g) + 2H2O(g) + 2e– → 4OH–(aq)
Ion Fe2+ yang larut dalam tetesan air bergerak menuju daerah katodik, sebagaimana ion-ion melewati jembatan garam dalam sel volta dan bereaksi dengan ion-ion OH– membentuk Fe(OH)2. Fe(OH)2 yang terbentuk dioksidasi oleh oksigen membentuk karat.
Reaksi keseluruhan pada korosi besi adalah sebagai berikut (lihat mekanisme pada gambar disamping):
4Fe(s) + 3O2(g) + n H2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s) (Karat)
Akibat adanya migrasi ion dan elektron, karat sering terbentuk pada daerah yang agak jauh dari permukaan besi yang terkorosi (lubang). Warna pada karat beragam mulai dari warna kuning hingga cokelat-merah bahkan sampai berwarna hitam. Warna ini bergantung pada jumlah molekul H2O yang terikat pada karat.
Korosi dapat terjadi jika ada udara (khususnya gas O2) dan air. Jika hanya ada air atau gas O2saja, korosi tidak terjadi.
Adanya garam terlarut dalam air akan mempercepat proses korosi. Hal ini disebabkan dalam larutan garam terdapat ion-ion yang membantu mempercepat hantaran ion-ion Fe2+ hasil oksidasi.
Kekerasan karat meningkat dengan cepat oleh adanya garam sebab kelarutan garam meningkatkan daya hantar ion-ion oleh larutan sehingga mempercepat proses korosi. Ion-ion klorida juga membentuk senyawa kompleks yang stabil dengan ion Fe3+. Faktor ini cenderung meningkatkan kelarutan besi sehingga dapat mempercepat korosi.
Pengendalian Korosi
Pengendalian Korosi Metode Coating
Metode pelapisan adalah suatu upaya mengendalikan korosi dengan menerapkan suatu lapisan pada permukaan logam besi. Misalnya, denganpengecatan atau penyepuhan logam.
Pengendalian Korosi Metode Proteksi Katodik
Proteksi katodik adalah metode yang sering diterapkan untuk mengendalikan korosi besi yang dipendam dalam tanah, seperti pipa ledeng, pipapertamina, dan tanki penyimpan BBM. Logam reaktif seperti magnesium dihubungkan dengan pipa besi. Oleh karena logam Mg merupakanreduktor yang lebih reaktif dari besi, Mg akan teroksidasi terlebih dahulu. Jika semua logam Mg sudah menjadi oksida maka besi akan terkorosi.Proteksi katodik ditunjukkan pada gambar disamping.
Pengendalian Korosi Metode Penambahan Zat Inhibitor
Inhibitor adalah zat kimia yang ditambahkan ke dalam suatu lingkungan korosif dengan kadar sangat kecil (ukuran ppm) guna mengendalikan korosi. Inhibitor korosi dapat dikelompokkan berdasarkan mekanisme pengendaliannya, yaitu inhibitor anodik, inhibitor katodik, inhibitor campuran, dan inhibitor teradsorpsi.
Kalian sudah kenal siapa itu Faraday? Michael Faraday adalah seorang ahli kimia Inggris yang pada awal tahun 1830-an menemukan bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis.
Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut.
Ag+(aq) + e¯ → Ag(s)
Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.
Jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb
Sebagai hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang terbentuk pada elektrode.
Hukum Faraday 1
Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.
G ≈ Q ….. (a)
Keterangan:
G = massa zat yang dibebaskan (gram)
Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb)
Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut.
G = I ⋅ t ….. (b)
Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
Untuk mengendapkan 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah.
Q = n (e¯) × F ….. (c)
Keterangan:
F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)
n (e¯) = mol elektron
Jika persamaan (b) dan persamaan (c) kita substitusikan pada persamaan (a) maka diperoleh persamaan seperti berikut.
Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut.
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
n mol e¯ ~ 1 mol L
Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan, dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.
G = mol × Ar
Ar/n disebut juga massa ekuivalen (Me). Oleh karena itu, persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut:
Keterangan:
G = massa zat terendapkan (gr)
I = kuat arus (ampere)
t = waktu (sekon)
Me= massa ekuivalen
n = muatan ion L (biloks)
Hukum Faraday2
Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut.
G ≈ Me
Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya.
Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.
Apa sih perbedaan dari sel volta dan sel elektrolisis? Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.
Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current = DC).
Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).
Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.
Elektrolisis Air
Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat elektrolisis Hoffman. Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.
Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah
Berapakah perbandingan volume gas H2 dan O2 yang terbentuk pada kedua tabung reaksi? Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H2terhadap O2 adalah 2 : 1. Jika volume gas H2 20 mL, volume gas O2 adalah 10 mL.
Elektrolisis Larutan
Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na+ dan ion I–. Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis.
Di katode terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion Na+ (keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion I– (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.
Setengah reaksi reduksi di katode:
Na+(aq) + e– → Na(s) E° = –2,71 V
2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) E° = –0,83 V
Berdasarkan nilai potensialnya, H2O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H2 dilepaskan di katode.
Setengah reaksi oksidasi di anode:
2I–(aq) → I2(g) + 2e– E° = –0,54 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– E° = –1,23 V
Berdasarkan nilai potensial, ion I– memenangkan persaingan sebab nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H2O.
Kita telah mempelajari bahwa potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya, maka data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar (potensial elektroda standar
) adalah potensial reduksi. Dengan demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi standar.
Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi yang diukur pada keadaan standar, yaitu konsentrasi larutan 1M (sistem larutan) atau tekanan 1atm (sel yang melibatkan gas) dan suhu 25oC .
Nilai GGL sel yang terukur dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial sel yang dihubungkan (bukan nilai mutlak). Berapakah nilai pasti dari potensial reduksi? Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak diketahui secara pasti. Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain diubah-ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial sel suatu elektrode tidak akan diketahui secara pasti, yang dapat ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu elektrode.
Oleh karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan potensial elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah menetapkan elektrode standar sebagai rujukan adalah elektrode hidrogen, seperti ditunjukkan pada gambar disamping.
Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H+ 1 M dengan tekanan gas H2 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar ini ditetapkan sama dengan nol volt atau EoH+ → H2 = 0,00 V.
Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan cara dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar, kemudian GGL selnya diukur.
Oleh karena potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar ditetapkan sama dengan nol, potensial yang terukur oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel pasangannya.
Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode
Kekuatan Oksidator dan Reduktor
Data potensial reduksi standar pada tabel di atas menunjukkan urutan kekuatan suatu zat sebagai oksidator (zat tereduksi).
Oksidator + ne– → Reduktor
Semakin positif nilai E°sel, semakin kuat sifat oksidatornya. Sebaliknya, semakin negatif nilai E°sel, semakin lemah sifat oksidatornya.
Berdasarkan data potensial pada tabel, oksidator terkuat adalah gas fluorin (F2) dan oksidator paling lemah adalah ion Li+. Reduktor paling kuat adalah logam Li dan reduktor paling lemah adalah ion F–.
Reduktor → Oksidator + ne–
Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa suatu reduktor paling kuat merupakan oksidator yang paling lemah. Sebaliknya, suatu oksidator terkuat merupakan reduktor terlemah.
Berdasarkan pengetahuan kekuatan oksidator dan reduktor, sobat dapat menggunakan tabel nilai potensial reduksi standar untuk memperkirakan arah reaksi reduksi-oksidasi dalam suatu sel elektrokimia.
Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung secara spontan jika oksidatornya (zat tereduksi) memiliki potensial reduksi standar lebih besar atau GGL sel berharga positif.
Penentuan GGL Sel
Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan tabel potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif.
Esel = (Ekatode – Eanode)
Sel elektrokimia yang dibangun dari elektrode Zn dan Cu memiliki setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode berikut.
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) E°= –0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) E°= +0,34 V
Untuk memperoleh setengah reaksi oksidasi, salah satu dari reaksi tersebut dibalikkan.
Pembalikan setengah reaksi yang tepat adalah reaksi reduksi yang potensial setengah selnya lebih kecil. Pada reaksi tersebut yang dibalik adalah reaksi reduksi Zn2+ sebab akan menghasilkan nilai GGL sel positif. Pembalikan reaksi reduksi Zn2+ menjadi reaksi oksidasi akan mengubah tanda potensial selnya.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– E° = +0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) E° = +0,34 V
Penggabungan kedua setengah reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks dengan nilai GGL sel positif.
Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.
Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia. Reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks (reduksi dan oksidasi) dan alat ini disebut sel volta.
Gambar di atas merupakan salah satu contoh rangkaian sel volta. Logam tembaga dicelupkan dalam larutan CuSO4 (1 M) dan logam seng dicelupkan dalam larutan ZnSO4 (1 M). Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Jembatan garam merupakan tabung U yang diisi agar-agar dan garam KCl. Sedangkan kedua elektrode (logam Cu dan logam Zn) dihubungkan dengan alat pe-nunjuk arus yaitu voltmeter.
Logam Zn akan melepaskan elektron dan berubah membentuk ion Zn2+ dan bergabung dalam larutan ZnSO4. Elektron mengalir dari elektrode Zn ke elektrode Cu. Ion Cu2+ dalam larutan CuSO4menerima elektron dan ion tersebut berubah membentuk endapan logam Cu.
Fungsi Jembatan Garam
Dalam larutan ZnSO4 terjadi kenaikan jumlah ion Zn2+ dan dalam larutan CuSO4 terjadi penurunan jumlah ion Cu2+. Sedangkan banyaknya kation (Zn2+ atau Cu2+) harus setara dengan anion SO42–. Untuk menyetarakan kation dan anion, maka ke dalam larutan ZnSO4 masuk anion Cl– dari jembatan garam sesuai bertambahnya ion Zn2+.
Pada larutan CuSO4 terjadi kekurangan Cu2+ atau dapat disebut terjadi kelebihan ion SO42– , maka ion SO42– masuk ke jembatan garam menggantikan Cl– yang masuk ke larutan ZnSO4. Jadi, fungsi jembatan garam adalah menyetarakan kation dan anion dalam larutan.
Reaksi yang terjadi pada sel diatas:
Reaksi Oksidasi :
Zn →Zn2+ + 2 e–
Reaksi Reduksi :
Cu2+ + 2 e–→Cu
Reaksi Bersih Pada Sel :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Penulisan dapat disingkat
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu
Elektrode 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.
Sering kita melihat potensial sel dari setengah reaksi suatu zat. Potensial sel itu diukur pada keadaan standar (25oC, 1 atm). Nah penentuan potensial sel itu menggunakan persamaan Nernst. Untuk menghitung potensial seldari suatu setengah reaksi sel, kita bias menggunakan Nernst Equation Calculator. Aplikasi ini merupakan aplikasi yang bias kita jalankan diplatform komputer apa saja, termasuk mobile karena aplikasi ini merupakan aplikasi online.
Penggunaan dari aplikasi ini pun tergolong mudah karena kita hanya tinggal memasukkan data-data yang dibutuhkan, meliputi potensial reduksi standar dari setengah reaksi sel, mol elektron yang terlibat, aktivitas reduktor dan aktivitas oksidator (bias diganti konsentrasi).
Setelah memasukkan semua data yang dibutuhkan kita tinggal mengeklik tombol ‘calculate’ dan potensial reduksi sel akan kita peroleh.
Aplikasi online ini merupakan aplikasi yang dapat kita gunakan untuk menghitung massa dari zat-zat yang diendapkan ketika elektrolisis. Namun, selain untuk menghitung massa dari zat yang diendapkan juga dapat digunakan untuk menghitung arus yang dibutuhkan maupun lamanya waktu elektrolisis sesuai dengan hukum Faraday 1.
Penggunaan dari aplikasi ini yaitu, pertama kita harus memasang java runtime environment (jre) pada PC/laptop yang kita gunakan. Karena aplikasi ini berbasis java. Untuk mengunduh jre silakan ikuti link berikut.
Pada aplikasi ini yang harus diisi adalah banyaknya mol elektron (valensi) dari zat yang akan kita hitung dan massa molar dari zat tersebut, kedua-duanya diberi highlight merah. Lihat tampilan di bawah ini.
Hasil dari yang kita cari (massa/waktu/arus) ditampilkan pada kolom Z seperti gambar di atas.
Ketika pertama kali membuka halaman ini yang terlihat adalah halaman seperti web-web umum lainnya yang berisi materi saja. Namun, jika kita gulung halaman ke bawah kita akan menemukan barisan kotak kosong, seperti tampilan di bawah ini,
Laman web ini selain berisi materi tentang elektrokimia juga berisi sebuah kalkulator yang dapat kita gunakan untuk menghitung Eosel. Langkah-langkah untuk menggunakan kalkulator yang ada di laman ini yaitu:
1. Masukkan potensial dari anoda yang kita ketahui
2. Masukkan potensial dari katoda yang kita ketahui
3. Secara otomatis maka kotak Eocell nya akan terisi
Langkah tersebut digunakan untuk menghitung Eocell jika diketahui potensial oksidasi dan reduksinya. Tapi jika kita ingin menghitung potensial sel berdasarkan persamaan Nernst, maka kotak dialog yang kita isi adalah kotak ion concentration at the anode is [A], concentration at the cathode is [C], temperature dan number of electrons exchanged n maka Ecell-nya akan secara otomatis terhitung berdasarkan persamaan Nernst.
Kelebihan dari laman ini yaitu kita juga bias sekalian belajar tentang materinya, dengan itu kita bisa mengetahui dasar penggunaan persamaan Nernst yang ada.
Jadi selamat mencoba dan belajar sel elektrokimia :)
Untuk menguji pemahaman kita tentang materi-materi yang telah kita pelajari, baik di sekolah maupun secara mandiri kita perlu sering-sering melakukan uji kompetensi maupun evaluasi terhadap konsep-konsep yang telah kita punya. Salah satunya ya dengan mengerjakan soal-soal latihan. Bagi para pengguna smartphone berbasis Android ini kita bias menggunakan banyak aplikasi untuk menguji kemampuan kimia kita, salah satunya yaitu dengan menggunakan aplikasi GCSE Chemistry Free.
Aplikasi ini merupakan aplikasi gratis, kita tinggal mengunduhnya saja melalui Google Play Store. Untuk penggunaannyapun cukup mudah, kita tinggal menyentuh tombol start, lalu pilih topic yang akan kita kerjakan soal-soalnya.
Karena kita dalam bahasan Elektrokimia, maka kita akan memilih topic elektrolisis (salah satu dari sel elektrokimia)
Yang pertama setelah kita membuka aplikasi GSC Chemistry Free, klik tombol ‘Start Practice Question’.
Setelah itu, maka klik tombol ‘Customize’ selanjutnya pilih topik ‘Electrolysis’
Selain itu, kita juga memilih tingkat kesulitan pada pilihan, ‘Difficulty’ dan bentuk pertanyaan di ‘Type of Question’.
Setelah itu kemudian klik tombol start dan mulailah untuk mengerjakan soal-soalnya.
Untuk melihat hasil dari latihan kita, pilih tab ‘Result’ pada bagian atas dan lihatlah skor yang kalian dapatkan
Elektroda Hidrogen Standard (EHS) atau Standard Hidrogen Electrode (SHE) digunakan sebagai elektroda pembanding untuk menghitung potensial elektroda daris ebuah sel elektrokimia. Pada kondisi standart SHE merepresentasikan titik 0 pada skala potensial elektroda.
Aplikasi yang dibuat oleh oleh The Eureka.in app ini membuat kita familiar terhadap desain dari elektroda hydrogen standard. Aplikasi ini menggambarkan kondisi-kondisi yang dapat dirakit dan membantu Anda untuk memahami bahwa elektroda hidrogen standar berfungsi sebagai elektroda referensi untuk menghitung potensial elektroda dari sel elektrokimia dan bahwa dalam kondisi standar, itu merupakan titik nol pada skala potensial elektroda.
Aplikasi ini dirancang dengan mengingat kebutuhan kurikulum siswa sekolah menengah.
Aplikasi ini menyediakan fitur seperti
Sebuah teks komprehensif untuk mendukung animasi
Sebuah kuis untuk menilai pemahaman topik
Kata kunci
Gambar-gambar yang relevan.
Website lain untuk memperluas pemahaman Anda tentang fenomena tersebut.
Untuk melatih pemahaman kita tentang materi-materi kimia yang sudah kita pelajari kita harus sering-sering melakukan evaluasi dengan mengerjakan soal-soal latihan. Karena mengerjakan soal latihan di buku teks terlalu mainstream, maka kita dapat mencari soal-soal melalui aplikasi. Salah satunya adalah Chemistry Problem. Software ini digunakan sebagai data base soal-soal kimia, termasuk materi elektrokimia di dalamnya. Kemudahan dari software ini adalah kita tidak perlu menginstall, tinggal di ekstrak saja setelah kita unduh. Berikut adalah tampilan Chemistry Problem 1.0.
Untuk memilih soal-soal elektrokimia, maka pilihlah menu Index>8:Electrochemistry
Pilihlah soal yang ingin kamu kerjakan
Jika sudah, maka cek lah hasilnya dengan menekan tombol R pada bagian bawah.
Kita tahu bahwa sel elektrokimia baik sel Volta maupun sel Elektrolisis merupakan penerapan dari reaksi redoks. Oleh karena itu dalam penggunaannya kita harus mengetahui harga potensial sel dari elektroda-elektroda yang digunakan agar sel-sel tersebut dapat berjalan. Nah, untuk memudahkan kita menghitung harga potensial sel dari elektroda-elektroda yang akan digunakan tersedia software Chemical Predictor 3.0. Software ini digunakan untuk menghitung harga potensial sel. Berikut tampilannya.
Langkah menggunakan:
Buka software Chemical Predictor 3.0
Kita harus menentukan reaksi mana yang akan terjadi di katoda (reduksi) dan anoda (oksidasi).
Setelah memilih reaksi maka klik tombol calculate
Hasilnya akan seperti tampilan di bawah,
Dari perhitungan itu dapat dilihat bahwa apakah pilihan elektroda kita dapat beraksi , jika iya maka aka nada tampilan E selnya/E(cell), Log K, energi Gibbs (G) dan nilai Knya.
Software ini dapat diunduh secara gratis di http://chemical-predictor.software.informer.com/3.0/
Selamat mencoba :).
Dalam penerapan sel elektrokimia dibutuhkan pemahaman tentang penggunaan elektroda yang sesuai dengan percobaan/penelitian yang akan dilakukan,. Oleh karena itu kita harus mengetahui perbandingan potensial-potensial elektroda yang akan digunakan dengan elektroda standar. Software yang dapat digunakan untuk memudahkan kita dalam pengkonversial potensial elektroda ini adalah menggunakan aplikasi-aplikasi online, misalnya Converting Potentials to Another Reference Electrode yang dapat kita temukan di http://www.consultrsr.com/resources/ref/refpotls3.htm.
Kalkulator ini dapat digunakan untuk mengkonversi potensial yang direkam menggunakan satu elektroda referensi ke potensial yang lain, atau biasa disebut elektroda referensi.
Penggunaan:
Untuk menggunakan kalkulator ini, masukkan tegangan yang dicatat dalam mV di textbox atas dan pilih elektroda referensi yang digunakan untuk merekam. Selanjutnya, pilih elektroda referensi yang Anda ingin bandingkan, dan kemudian klik Convert.
Kalkulator ini didasarkan pada nilai-nilai yang tercantum di tempat lain di situs web ini. Secara umum, potensial yang meliputi potensial persimpangan cair telah digunakan.
Sebuah deskripsi matematika juga tersedia dalam kasus elektroda yang Anda inginkan tidak termasuk dalam kalkulator ini.
Tampilan dari kalkulatornya bias dilihat pada gambar di bawah:
Oh iya, karena kalkulator ini berbasis Java, maka jangan lupa untuk mengaktifkan Javascript pada browser anda.
Seperti yang kita ketahui bersama bahwa sel elektrokimia merupakan penerapan dari reaksi redoks. Oleh karena itu dalam menentukan potensial sel yang digunakan baik dalam sel volta dan sel elektrolisis perlu diketahui potensial elektroda standard dari masing-masing elektroda yang digunakan. Untuk mempermudah menghitung potensial sel dari sel elektrokimia maka dapat menggunakan aplikasi Redox Reactions Calculator yang dapat digunakan secara online tanpa harus menginstall di PC Anda. Aplikasi ini digunakan untuk menghitung potensial electrode dari setengah reaksi dalam reaksi redoks.
Input yang dapat dimasukkan, yaitu konsentrasi, koefisien dari reaktan dan produk, serta jumlah elektron tertransfer yang terlibat dalam reaksi setengah reaksi
Berikut tampilannya:
Lalu klik ‘Evaluate’ sebagai output hasil yaitu E⁰(tabel) dan potensial elektroda reaksi (E).
Atau dapat juga menghitung langsung dari potensial elektroda standar setengah reaksi dari data yang diketahui, yaitu masing-masing potensial elektroda standar setengah reaksi dari reaksi oksidasi dan reduksi. Ingat!!! (perhatikan tanda).
Standar Kompetensi: 2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
Kompetensi dasar : 2.1. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri
Indikator :
1. Menyimpulkan ciri-ciri reaksi redoks yang berlangsung secara spontan melalui percobaan
2. Menggambarkan susunan sel volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi setiap bagiannya
3. Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta
4. Menuliskan lambang sel dan reaksi-reaksi yang terjadi pada sel volta
5. Menghitung potensal sel berdasarkan data potensial standar
Tujuan :
1. Siswa dapat menyimpulkan ciri-ciri reaksi redoks yang berlangsung secara spontan melalui percobaan
2. Siswa dapat menggambarkan susunan sel volta atau sel galvani dan menjelaskan fungsi setiap bagiannya
3. Siswa dapat menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta
4. Siswa dapat menuliskan lambang sel dan reaksi-reaksi yang terjadi pada sel volta
5. Siswa dapat menghitung potensal sel berdasarkan data potensial standar
Karakter siswa yang diharapkan :
Jujur, Kerja keras, Toleransi, Rasa ingin tahu, Komunikatif, Menghargai prestasi, Tanggung Jawab, Peduli lingkungan
Materi Ajar :
1. Sel Volta
2. Potensial elektrode Potensial sel
Metode pendekatan : Penyampaian informasi, diskusi, penugasan
Alokasi Waktu : 4 Jam Pelajaran
Strategi Pembelajaran
Tatap Muka
Terstruktur
Mandiri
· Merancang dan melakukan percobaan sel volta dalam kerja kelompok di laboratorium
· Berlatih menghitung Eº sel
· Siswa dapat menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta
Skenario Pembelajaran
Pertemuan Pertama: (2 jam pelajaran)
Materi ajar:
· Sel Volta
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan.
· Apersepsi / motivasi (ada pada LKS)
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan percobaan dan diskusi kelas untuk menjelaskan sel volta sesuai dengan LKS 2.3.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui.
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Memberi PR, yaitu Latihan.
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya, yaitu LKS 2.4.
Pertemuan Kedua: (2 jam pelajaran)
Materi ajar:
· Potensial elektrode
· Potensial sel dan reaksi redoks spontan
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa
· Memerika PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan.
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industry.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· melakkan diskusi kelas untuk membahas potensial elektrode, sesuai dengan LKS 2.4..
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya, yaitu mempelajari LKS 2.5.
Alat/Bahan/Sumber Belajar :
v Buku Kimia; LKS, multimedia, Laboratorium.
Penilaian:
v PPK
v Tagihan KIM-3110MP (Lihat kartu Soal)
RENCANA PELAKSANAAN PEMBELAJARAN
REDOKS DAN ELEKTROKIMIA - 3
Mata Pelajaran : Kimia
Kelas / Semester : XII IPA / 1
Standar Kompetensi : 2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
Kompetensi dasar : 2.1. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri
Indikator :
1. Menjelaskan prinsip kerja sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki, dll)
2. Menjelaskan faktor-faktor yang memepengaruhi terjadinya korosi melalui percobaan
3. Menjelaskan beberapa cara untuk mencegah terjadimnya korosi
Tujuan :
1. Siswa dapat menjelaskan prinsip kerja sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki, dll)
2. Siswa dapat menjelaskan faktor-faktor yang memepengaruhi terjadinya korosi melalui percobaan
3. Siswa dapat menjelaskan beberapa cara untuk mencegah terjadimnya korosi
Karakter siswa yang diharapkan :
Jujur, Kerja keras, Toleransi, Rasa ingin tahu, Komunikatif, Menghargai prestasi, Tanggung Jawab, Peduli lingkungan
Materi Ajar :
1. Sel Volta dalam kehidupan (sel Volta komersial)
2. Korosi besi
Metode pendekatan : Penyampaian informasi, diskusi, penugasan
Alokasi Waktu : 4 Jam Pelajaran
Strategi Pembelajaran
Tatap Muka
Terstruktur
Mandiri
· Merancang dan melakukan percobaan untuk mengidentifikasi faktor-faktor yang memepengaruhi terjadinya korosi melalui kerja kelompok di laboratorium.
· diskusi kelas menjelaskan prinsip sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki, dll)
· Siswa dapat Menjelaskan beberapa cara untuk mencegah terjandinya korosi melalui diskusi kelas.
Skenario Pembelajaran
Pertemuan Pertama: (2 jam pelajaran)
Materi ajar:
· Sel Volta komersial.
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan
· Apersepsi / motivasi (ada pada LKS)
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan prinsip kerja sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki, dll).
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan diskusi kelas untuk membahas sel Volta komersial sesuai dengan LKS 2.5.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya (Mempelajari LKS 2.6).
Pertemuan Kedua: (2 jam pelajaran)
Materi Ajar:
· Korosi besi
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa.
· Memeriksa PR sepintas, mencatat siswa yang tidak membuat PR.
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan percobaan dan diskusi kelas untuk membahas korosi besi, sesuai dengan LKS 2.6.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Menyimpulkan korosi besi dan cara pencegahannya.
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya, yaitu mempelajari LKS 2.7.
Alat/Bahan/Sumber Belajar :
v Buku Kimia; LKS, multimedia.
Penilaian:
v PPK : KIM-3111MP
v Sikap/Minat : KIM-3112MP
v Praktek : KIM-3113MP
RENCANA PELAKSANAAN PEMBELAJARAN
REDOKS DAN ELEKTROKIMIA - 4
Mata Pelajaran : Kimia
Kelas / Semester : XII IPA / 1
Standar Kompetensi : 2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
Kompetensi dasar : 2.2. Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis.
Indikator :
1. Mengamati reaksi yang terjadi di anode dan katode pada reaksi elektrolisis melalui percobaan.
2. Menuliskan reaksi yang terjadi di anode dan katode pada larutan atau lelehan dengan elektrode aktif ataupu n elektrode inert.
Tujuan :
1. Siswa dapat mengamati reaksi yang terjadi di anode dan katode pada reaksi elektrolisis melalui percobaan.
2. Siswa dapat menuliskan reaksi yang terjadi di anode dan katode pada larutan atau lelehan dengan elektrode aktif ataupu n elektrode inert.
Karakter siswa yang diharapkan :
Jujur, Kerja keras, Toleransi, Rasa ingin tahu, Komunikatif, Menghargai prestasi, Tanggung Jawab, Peduli lingkungan
Materi Ajar : Elektrolisis
Metode pendekatan : Penyampaian informasi, diskusi, penugasan
Alokasi Waktu : 2 Jam Pelajaran
Strategi Pembelajaran
Tatap Muka
Terstruktur
Mandiri
· Mengamati reaksi yang terjadi di anode dan katode pada reaksi elektrolisis melalui percobaan
· Menuliskan reaksi yang terjadi di anode dan katode pada larutan atau lelehan dengan elektrode aktif ataupu n elektrode inert
· Siswa dapat Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis
Skenario Pembelajaran
Pertemuan Pertama: (2 jam pelajaran)
Materi ajar:
· Elektrolisis
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan
· Apersepsi / motivasi (ada pada LKS)
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan Percobaan dan diskusi kelas untuk membahas elektrolisis sesuai dengan LKS 2.7.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (2 menit)
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya (Mempelajari LKS 2.8).
· Salam penutup.
Alat/Bahan/Sumber Belajar :
v Buku Kimia; LKS, multimedia.
Penilaian:
v Praktek : KIM-3114MP
v PPK : KIM-3115MP
v Sikap/Minat : KIM-3116MP
RENCANA PELAKSANAAN PEMBELAJARAN
REDOKS DAN ELEKTROKIMIA - 5
Mata Pelajaran : Kimia
Kelas / Semester : XII IPA / 1
Standar Kompetensi : 2. Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
Kompetensi dasar : 2.3. Menerapkan hukum Faraday untuk elektrolisis larutan elektrolit
Indikator :
1. Menerapkan kosep hukum Faraday dalam perhitungan sel elektrolisis.
2. Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurunian suatu logam
Tujuan :
1. Siswa dapat menerapkan kosep hukum Faraday dalam perhitungan sel elektrolisis.
2. Siswa dapat menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurunian suatu logam
Karakter siswa yang diharapkan :
Jujur, Kerja keras, Toleransi, Rasa ingin tahu, Komunikatif, Menghargai prestasi, Tanggung Jawab, Peduli lingkungan
Materi Ajar :
1. Hukum Faraday
2. Aplikasi Elektrolisis
3. Penyepuhan
Metode pendekatan : Ceramah, diskusi, penugasan
Alokasi Waktu : 6 Jam Pelajaran
Strategi Pembelajaran
Tatap Muka
Terstruktur
Mandiri
· Menerapkan konsep hukum Faraday dalam perhitungan sel elektrolisis melalui diskusi kelas
· Merancang dan melakukan percobaan tentang proses penyepuhan logam dalam kerja kelompok di laboratorium
· Siswa dapat Menjelaskan aplikasi sel elektrolisis dalam prose penyepuhan dan pemurnian logam di industri melalui diskusi kelas
Skenario Pembelajaran
Pertemuan Pertama: (2 jam pelajaran)
Materi ajar:
· Hukum Faraday
· Aplikasi redoks
Kegiatan awal (15 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan.
· Apersepsi / motivasi (ada pada LKS)
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan hukum Faraday untuk elektrolisis larutan elektrolit.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan diskusi kelas untuk membahas hukum Faraday sesuai dengan dengan LKS 2.7.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Menyimpulkan hukum Faraday.
· Memberi tugas untuk pertemuan berikutnya, yaitu mempelajari LKS 2.8.
Pertemuan Kedua: (2 jam pelajaran)
Materi Ajar:
· Penyepuhan perak dan emas
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa.
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan.
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menjelaskan kosep hukum Faraday untuk elektrolisis larutan elektrolit.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Melakukan percobaan dan diskusi kelas untuk membahas penyepuhan sesuai dengan LKS 2.8 dalam diskusi kelas.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Menyimpulkan prinsip penyepuhan.
· Mrengingatkan siswa untuk mengerjakan soal uji kompetensi.
· Mengingatkan siswa untuk ulangan pada pertemuan berikutnya.
Pertemuan Ketiga: (2 jam pelajaran)
Kegiatan awal (5 menit)
· Salam pembuka
· Memeriksa kehadiran siswa.
· Memeriksa PR, mencatat siswa yang tidak mengerjakan.
Kegiatan Inti (80 menit)
Eksplorasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurunian suatu logam.
Elaborasi
Dalam kegiatan eksplorasi, guru:
· Ulangan harian tentang sel Volta hingga elektrolisis.
Konfirmasi
Dalam kegiatan konfirmasi, Siswa:
· Menyimpulkan tentang hal-hal yang belum diketahui
· Menjelaskan tentang hal-hal yang belum diketahui.
Kegiatan Akhir (5 menit)
· Menyampaikan tugas untuk pertemuan berikutnya, yaitu LKS 3.1.
