APLIKASI ELEKTROKIMIA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :

1. Sel Volta

2. Sel Elektrolisis

SEL VOLTA

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA

Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta.

Berikut ini adalah macam-macam aplikasi sel volta dalam kehidupan sehari-hari. 

a. Sel Leclanche atau Sel Kering

Sel kering banyak digunakan pada alat-alat elektronika, contoh lampu senter. Sel ini merupakan sel volta primer. Sel kering ditemukan oleh Leclanche, sehingga sering disebut sel Leclanche. Pada sel Leclanche, reaksi oksidasi terjadi pada zink dan reaksi reduksi terjadi pada karbon yang inert. Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO₂, ZnCl₂, NHCl dan karbon hitam. Disebut sel kering karena dalam sel tidak terdapat cairan yang bebas.

Gambar 1. Sel Leclanche (Microsoft Student 2006)

Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut.

Anoda	:	Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e¯
Katoda	:	2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e¯ → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
	:	Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) → Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

Zn²⁺ dapat bereaksi dengan NH₃ membentuk ion kompleks [Zn(NH₃)₄]²⁺.

Potensial tiap sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel Leclanche tidak dapat diisi ulang, sehingga disebut sel primer. Contoh sel kering antara lain baterai yang biasanya digunakan dalam senter dan baterai berbentuk kancing yang digunakan dalam arloji dan kalkulator.

Sel Leclanche sekarang bisa diganti oleh baterai alkalin.

Baterai ini terdiri dari anode zink, katode mangan dioksida, dan elektrolit kalium hidroksida.

Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut.

Anoda	:	Zn(s) + 2OH¯(aq) → Zn(OH)2(s) + 2 e¯
Katoda	:	2 MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e¯→ 2MnO(OH)(s) + 2OH¯(aq)
	:	Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l) → Zn(OH)2(s) + 2MnO(OH)(s)

Potensial dari baterai alkalin adalah 1,5 volt. Kelebihan baterai alkalin dibanding sel Leclance adalah lebih tahan lama.

b. Baterai Perak Oksida

Pernahkah kamu mendengar orang memakai alat bantu pendengaran? Alat bantu pendengaran menggunakan baterai perak oksida.

Gambar 2. Baterai Perak Oksida (Sumber: Kimia untuk Universitas)

Reaksi yang terjadi pada baterai perak oksida seperti berikut.

Anoda	:	Ag2O(s) + H2O(l) + 2e¯ → 2 Ag(s) + 2OH¯(aq)
Katoda	:	Zn(s) + 2OH¯(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e¯
	:	Ag2O(s) + Zn(s) + H2O(l) → 2Ag(s) + Zn(OH)2(s)

c. Baterai Merkurium (II) Oksida

Baterai ini menggunakan kalium hidroksida sebagai elektrolit dengan voltasenya sekitar 1,4 volt. Anodenya adalah zink dan katodenya biasanya digunakan oksida yang mudah direduksi atau suatu elektrode lamban yang bersentuhan dengan oksida.

d. Aki (Sel Penyimpan Timbal)

Kamu tentu sudah melihat aki. Aki termasuk sel volta sekunder. Aki merupakan sel Volta yang banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Selain itu aki juga dapat diisi ulang kembali.

Gambar 3. Aki.

Tahukah kamu bagian dalam aki? Aki disusun dari lempeng timbel (Pb) dan timbel oksida (PbO₂) yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H₂SO₄). Apabila aki memberikan arus maka lempeng timbel Pb bertindak sebagai anode dan lempeng timbel dioksida (PbO₂) sebagai katode. Adapun reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Anoda	:	Pb(s) + SO42¯(aq) → PbSO4(s) + 2e¯
Katoda	:	PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42¯(aq) + 2e¯ → PbSO4(s) + 2H2O(l)
	:	Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42¯(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)  E° sel = 2,0 V

Pada kedua elektrode terbentuk timbel sulfat (PbSO₄). Hal ini dikarenakan timbel sulfat terdepositokan pada elektrode di mana garam ini terbentuk, bukannya terlarut ke dalam larutan. Apabila keping tertutup oleh PbSO₄ dan elektrolitnya telah diencerkan oleh air yang dihasilkan, maka sel akan menjadi kosong. Untuk mengisi kembali, maka elektron harus dialirkan dalam arah yang berlawanan menggunakan sumber listrik dari luar. Timbal sulfat dan air diubah kembali menjadi timbal, timbal dioksida dan asam sulfat dengan reaksi seperti berikut.

	Cas ulang
2PbSO (s) + 2H2O(l)	D	Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(l)
	Discas

e. Sel bahan bakar

Sel bahan bakar telah digunakan pesawat ruang angkasa dalam program Appolo ke bulan.

Gambar 4. Skema sel bahan bakar.

Pada sel bahan bakar biasanya menggunakan oksigen di katode dan satu gas yang dapat dioksidasi pada anode. Adapun reaksi yang terjadi pada sel bahan bakar adalah:

Anoda	:	2H2(g) + 4OH¯(aq) → 4H2O(l) + 4e¯
Katoda	:	O2(g) + 2H2O(l) + 4e¯ → 4OH¯(aq)
	:	2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

Uap air yang dihasilkan diembunkan dan ditambahkan dalam persediaan air minum untuk para astronot. Sel bahan bakar ini memiliki kelebihan yaitu efisien, sedikit pembakaran, bebas polusi, tidak berisik, dan mudah dibawa.

Sel bahan bakar tidak berhenti memberikan muatan selama ada sumber bahan bakar, biasanya hidrogen dari gas alam dan oksigen dari udara.

Sel elektrolisis

adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina.

Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) + O_2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na⁺_(l) + 2 e^- ——>  2 Na_(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^-_(l) Cl_2(g) +  2 e^- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na⁺_(l) +  2 Cl^-_(l) ——>  2 Na_(s) +  Cl_2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl₂ di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na⁺. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°_red yang lebih besar dibandingkan ion Na⁺. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl^- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl^-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^- ——>  H_2(g) +  2 OH^-_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^-_(aq) ——>  Cl_2(g) +  2 e^- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H₂O_(l) +  2 Cl^-_(aq) ——>  H_2(g) +  Cl_2(g) +  2 OH^-_(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H₂ dan ion OH­^‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl₂ di anoda. Terbentuknya ion OH^- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na₂SO₄. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na⁺. Berdasarakan nilai E°_red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H₂O_(l) +  4 e^- ——>  2 H_2(g) +  4 OH^-_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H₂O_(l) ——>   O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 OH^-_(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H₂O_(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na⁺ maupun SO₄^2-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO₃)₂ dan K₂SO₄.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H₂O_(l) +  2 e^- ——>  H_2(g) +  2 OH^-_(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu_(s) ——>  Cu²⁺_(aq) +  2 e^- ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu_(s) +  2 H₂O_(l) ——>  Cu²⁺_(aq) +  H_2(g) +  2 OH^-_(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.