Apakah pelapisan logam merupakan perubahan energi listrik menjadi energi kimia?

Berikut ini contoh perubahan energi listrik menjadi energi kimia, kecuali a. penyetruman aki b. pelapisan logam oleh logam lain c. penyetruman baterai pada lampu d. elektrolisis air

1.) Berikut ini termasuk perubahan energi listrik menjadi energi kimia kecuali... a. Pelapisan logam b. Elektrolisa air c. Pengisian aki d. Menggunakan aki 2.) Sebuah lampu dipasang pada tegangan 220 V mengalir arus listrik sebesar 1 A. Berapa daya lampu.... a. 110 W b. 220 W c. 330 W d. 440 W 3.) Bagian yang menimbulkan panas pada alat pemanas listrik adalah.... a. katoda pemanas b. anoda pemanas c. elemen pemanas d. sekering pemanas 4.) Kelebihan lampu tabung dibandingkan lampu pijar adalah... a. energi panasnya sedikit b. energi panas = energi cahaya c. energi panas > energi cahaya d. irit bahan 5.) Semakin besar tegangan arus listrik, maka energi listriknya semakin ..... a. kecil b. besar c. tetap d. turun 6.) Satuan yang tidak setara dengan joule adalah... a. watt sekon b. volt ampere c. volt sekon d. kWh 7.) Alat-alat yang mengubah energi listrik menjadi energi panas adalah ..... a. setrika listrik dan kipas angin b. setrika listrik dan majic jar c. kipas angin dan TV d. oven listrik dan mesin cuci 8.) Salah satu faktor yang memengaruhi daya listrik adalah... a. waktu b. energi c. kuat arus d. hambatan 9.) Pada alat listrik yang hambatannya 700 Ohm mengalir arus listrik 0,2 A. Berapa daya alat tersebut? a. 14 W b. 28 W c. 140 W d. 280 W

7 Contoh Energi Listrik Menjadi Energi Kimia

Berikut beberapa contoh peristiwa berubahnya energi listrik menjadi energi kimia:

1. Charging Baterai

Baterai adalah salah satu penemuan penting dalam peradaban manusia yang diinisiasi pada abad ke-17. Benda ini memanfaatkan perbedaan polaritas yang menyebabkan terjadinya aliran elektron dari kutub negatif ke kutub positif.

Seiring berjalannya waktu, jumlah elektron antara kedua kutub akan menjadi seimbang sehingga aliran listrik terhenti. Supaya baterai bisa digunakan lagi, charging perlu dilakukan.

Charging atau pengisian sendiri pada dasarnya adalah proses pengubahan energi listrik menjadi kimia. Pada proses tersebut, aliran listrik dipakai untuk mengembalikan elektron ke kutub negatif. Dan dengan demikian, energi baterai akan bertambah sehingga nantinya bisa digunakan lagi.

2. Pembuatan Kapasitator

Kapasitator adalah penyimpan energi yang umum digunakan pada rangkaian listrik. Alat ini terdiri atas 2 konduktor yang dipisahkan oleh bagian yang bersifat dielektrik (sulit menghantarkan arus listrik).

Setelah bagian-bagiannya dirangkai, kapasitator perlu di-charge terlebih dahulu. Dalam proses tersebut, sebagaimana pada baterai terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia yang tersimpan dan bisa digunakan untuk mendukung fungsi kapasitator itu sendiri.

3. Elektroplating

Elektroplating adalah proses coating (pelapisan) suatu bahan dengan logam yang memanfaatkan aliran listrik. Bagian yang dicoating dijadikan katoda terlebih dahulu.

Proses yang termasuk contoh energi listrik menjadi energi kimia ini berguna untuk mencegah abrasi dan korosi yang bersifat destruktif sekaligus menjaga estetika permukaan suatu benda. Misalnya saja pencegahan warna kusam pada jembatan dan patung-patung bersejarah akibat oksidasi.

Contoh, untuk pelapisan tembaga, bisa digunakan anoda tembaga dan larutan tembaga sulfat. Ketika katoda menerima elektron dari anoda, katoda akan menarik Cu2+. Penarikan ini lama-kelamaan akan membuat katoda terlapisi logam tembaga.

Penasaran: Mengapa Kita Perlu Menghemat Energi? Ini 7 Alasannya!

4. Elektrolisis

Pada proses elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi kimia. Sebab pada proses ini, aliran listrik memang sengaja dilewatkan pada substansi kimia sehingga substansi kimia tersebut mengalami perubahan.

Contohnya saja pada elektrolisis air yang bisa menghasilkan oksigen dan hidrogen. Proses ini bisa membantu produksi oksigen di stasiun antariksa. Selain itu, proses tersebut juga mendukung ide penggunaan hidrogen sebagai bahan bakar kendaraan, meski efisiensinya masih dipertanyakan.

5. Korosi

Contoh energi listrik menjadi energi kimia juga bisa didapati pada fenomena korosi. Korosi pada dasarnya adalah sebuah proses elektrokimia.

Dalam hal ini, korosi bisa dipicu oleh aliran listrik akibat peletakan dua jenis logam yang berdekatan pada medium konduktor (misalnya air laut). Atau, keberadaan baterai kapal, kabel, dan lainnya yang memengaruhi area di sekitarnya.

Aliran listrik tersebut pada akhirnya akan memicu reaksi kimia yang menyebabkan korosi. U.S. Naval Academy bahkan menyatakan bahwa aliran listrik 1 Ampere yang diarahkan pada tanah atau air elektrolit bisa mengubah 9 Kg baja menjadi serpih karat tak berguna hanya dalam waktu 1 tahun. Sedangkan peneliti dari Caltech and Northwestern University menyebutkan bahwa karat dari proses korosi bisa menghasilkan energi ketika disiram air asin.

Baca juga: Mengapa Kita Memerlukan Energi Alternatif? Ini Jawabannya!

6. Pembuatan Chip

Microchip atau biasa disingkat chip adalah suatu benda kecil yang memiliki beberapa manfaat sekaligus. Salah satunya adalah menyimpan memori komputer.

Pembuatan chip sendiri membutuhkan langkah yang sangat kompleks. Namun dalam salah satu pembuatannya diperlukan proses charging yang pada dasarnya akan mengubah energi listrik menjadi kimia.

7. Perlindungan Katodik

Cathodic protection atau perlindungan katodik adalah suatu usaha yang dilakukan untuk melindungi bahan logam dari korosi dengan menjadikannya sebagai sebuah katoda. Logam yang dilindungi tersebut dihubungkan oleh logam lain yang dijadikan sebagai anoda yang mudah teroksidasi. Usaha ini umum diterapkan pada sambungan pipa gas, kapal, hingga tank bawah laut.

Pada beberapa kasus, anoda dan katoda bukan hanya disambungkan, melainkan dihubungkan dengan sumber listrik. Dalam proses tersebut, dengan demikian terjadi konversi energi. Dan karena itulah, usaha perlindungan katodik termasuk dalam contoh energi listrik menjadi energi kimia.

Pada baterai kentang, besi berperan sebagai katoda (kutub positif) sedangkan tembaga berperan sebagai anoda (kutub negatif). Bagaimana cara menentukan katoda dan anoda?

Potensial elektroda

Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (E). Potensial elektroda menunjukkan kecenderungan suatu elektroda akan lebih mudah tereduksi atau lebih mudah teroksidasi. Potensial elektroda berkaitan dengan potensial reduksi. Potensial elektroda yang diukur pada keadaan standar (25 ºC; 1 atm; konsentrasi ion 1 M) dinamakan potensial elektroda standar (Eº). Elektroda standar yang digunakan adalah elektroda hidrogen. Potensial elektroda hidrogen standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).

Elektrode yang lebih mudah tereduksi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial reduksi positif sedangkan elektrode yang lebih mudah teroksidasi daripada elektroda hidrogen memiliki nilai potensial reduksi negatif. Besarnya potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi tetapi berlawanan tanda. Berikut adalah daftar beberapa potensial elektroda.

Reaksi Eº / Volt

Al3+ + 3e → Al atau Al3+|Al – 1,66 Zn2+ + 2e → Zn Zn2+|Zn – 0,76 Fe2+ + 2e → Fe Fe2+|Fe – 0,44 Co2+ + 2e → Co Co2+|Co – 0,28 Ni2+ + 2e → Ni Ni2+|Ni – 0,25 Sn2+ + 2e → Sn Sn2+|Sn – 0,14 Pb2+ + 2e → Pb Pb2+|Pb – 0,13 2 H+ + 2e → H 2 H+|H2 0,00 Cu2+ + 2e → Cu Cu2+|Cu + 0,34 Ag+ + e → Ag Ag+|Ag + 0,80 Au3+ + 3e → Au Au3+|Au + 1,50

Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan potensial sel (Eºsel) yaitu beda potensial antara anoda dan katoda. Reaksi dapat berlangsung apabila Eºsel bernilai positif.

Menentukan katoda dan anoda

Penentuan katoda dan anoda berdasarkan pada potensial elektroda (Eº). Pada katoda terjadi reaksi reduksi sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sehingga katoda harus lebih positif dari anoda. Contoh pada baterai kentang, elektroda yang digunakan seng (Zn) dan tembaga (Cu), maka:

Diketahui: Zn2+ + 2e → Zn E° = + 0,76 V *) Data dapat dilihat dari tabel di atas Cu2+ + 2e → Cu E° = – 0,34 V

• Potensial elektroda Zn lebih negatif, maka Zn harus melakukan oksidasi dan bertindak sebagai anoda. • Potensial elektroda Cu lebih positif, maka Cu mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda. Karena data di atas adalah data potensial reduksi, maka untuk reaksi oksidasinya adalah kebalikan dari reaksi reduksi tersebut. Contoh:

• Reaksi reduksi : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = – 0,76 V • Reaksi oksidasinya : Zn2+ + 2e → Zn E° = + 0,76 V sehingga reaksi yang terjadi pada baterai kentang tersebut adalah: Anoda : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = + 0,76 V

Katoda : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) E° = + 0,34 V Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°

sel = +1,10 V Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam notasi sel berikut:

Zn∣Zn2+ ∣∣ Cu2+∣Cu atau oksidasi ∣∣ reduksi atau anoda||katoda

Jadi, energi listrik yang dihasilkan oleh baterai kentang tersebut adalah 1,1 Volt

Besarnya potensial sel ( E°sel) dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien.

Contoh soal 1

Diketahui : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) E° = + 0,34 V Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V Tentukan E°sel dari kedua elektroda.

Mudah teroksidasi : anoda

Jawab:

E°Cu lebih negatif dari E°Ag, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anoda sedangkan Ag mengalami reduksi dan bertindak sebagai katoda

A: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e– E° = – 0,34 V

K: 2 Ag+(aq) + 2 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V (Ingat!! Perhitungan tidak melibatkan koefisien) Cu + 2 Ag+ → Cu 2+ + 2 Ag E°

sel = + 0,46 V atau: Cu∣Cu2+ ∣∣ Ag+∣Ag E°

sel = + 0,46 V

Contoh soal 2

Diketahui: Ag+∣Ag E° = + 0,80 V Zn2+∣Zn E° = – 0,76 V Tentukan E°sel dari kedua elektroda.

Jawab:

Zn lebih negatif, mengalami oksidai (anoda) Ag lebih positif, mengalami reduksi (katoda) A: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– E° = + 0,76 V K: Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V Zn + Ag+ → Zn2+ + Ag E

sel = + 1.56 V atau: Zn∣Zn2+ ∣∣ Ag+∣Ag E

sel = + 1.56 V

Contoh soal 3

Diketahui: Ag+∣Ag E° = + 0,80 V Zn2+∣Zn E° = – 0,76 V

Tentukan potensial sel dari Ag| Ag+ || Zn2+| Zn. Prediksikan apakah reaksi tersebut dapat berlangsung. Jawab:

Ag| Ag+ || Zn2+| Zn atau anoda||katoda

maka Ag mengalami oksidasi (anoda) sedangkan Zn mengalami reduksi (katoda) A: Ag(s) → Ag+(aq) + 1 e– E° = – 0,80 V

Zn2+ + 2e → Zn E° = – 0,76 V

Ag| Ag+ || Zn2+| Zn E° = – 1,56 V. Karena potensial selnya bertanda negatif, maka reaksi tersebut tidak berlangsung

Aplikasi Sel Volta

Dalam kehidupan sehari-hari, sel volta banyak digunakan sebagai sumber arus listrik yang dihasilkan dari suatu reaksi kimia, seperti untuk radio, kalkulator, televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain.

Berikut contoh sel volta yang ada disekitar kita. 1. Baterai Biasa

Baterai yang sering kita gunakan disebut juga sel kering atau sel Lecanche. Dikatakan sel kering karena jumlah air yang dipakaisedikit (dibatasi). Sel ini terdiri atas:

Anode : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah. Katode : Batang karbon (tidak aktif).

Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan sedikit air. Reaksinya

Anode : Zn(s) →Zn2+(aq) + 2 e–

Katode : 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 e– →Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l) 2. Baterai Alkaline

Pada baterai alkaline dapat dihasilkan energi dua kali lebih besar dibanding baterai biasa. Sel ini terdiri atas:

Anode : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah. Katode : Oksida mangan (MnO2).

Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH). Reaksinya

Anode : Zn(s) →Zn2+(aq) + 2 e–

SEL ELEKTROLISIS

Sel Elektrolisis ditemukan oleh Michael Faraday. Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis banyak dimanfaatan untuk penyepuhan logam (elektroplating), pemurnian logam, pembuatan beberapa bahan kimia.

Ketentuan pada sel elektrolisis

*akan dipelajari elektrolisis lelehan dan elektrolisis larutan dengan elektroda inert (tidak aktif), misalnya elektroda karbon (C) dan platina (Pt)

Elektrolisis Lelehan

Sel bentuk ini hanya berlaku untuk senyawa ionik dengan tidak ada zat pelarut (tidak ada H2O). Hanya ada kation dan anion.

Katode : Kation langsung direduksi : X+(aq) + e– → X(s) Anode : Anion langsung dioksidasi : Y(s) →Y+(aq) + e–

Contoh

Tuliskan reaksi elektrolisis lelehan NaCl dengan elektrode platina! Jawab:

NaCl(l) → Na+ + Cl– ... × 2 (untuk menyetarakan elektron) Katode : Na++ e– → Na(s) ... × 2 (untuk menyetarakan elektron) Anode : 2 Cl– → Cl

2(g) + 2 e– ... × 1 2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g)

Elektrolisis Larutan

1. Reaksi di katoda (reduksi) Yang bereaksi adalah kation (ion positif) a. Ion H+ tereduksi menjadi gas H

2: 2H+(aq) + 2e → H2(g) b. Ion-ion logam

• Ion-ion logam alkali (golongan IA, contoh: Na+, K+) dan alkali tanah (golongan IIA, contoh: Ca2+, Mg2+) serta Al3+, Mn2+ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi adalah air (pelarut).

2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq)

• Ion-ion logam selain alkali dan alkali tanah serta Al3+, Mn2+ tereduksi menjadi logamnya. Contoh: Ni2+ (aq) + 2e → Ni (s)

2. Reaksi di anoda (oksidasi) Yang bereaksi adalah anion (ion negatif) a. Ion OH- teroksidasi menjadi H2O dan gas O2

4OH- (aq) → 2H

2O (l) + O2 (g) + 4e

b. Ion sisa asam halida (Cl-, Br-, I-) teroksidasi menjadi molekulnya. Contoh : 2Br- (aq) → Br

2 (l) + 2e

c. Ion sisa asam oksi (SO42-, NO3-, CO32-) tidak teroksidasi, yang teroksidasi adalah air (pelarut). 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e

Contoh Soal 1

1. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda karbon Langkah:

• Ionisasikan larutan menjadi kation (ion positif) dan anion (ion negatif) CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl-

Anion: Cl-, Kation: Ca2+

• Lihat ketentuan untuk masing-masing ion, anoda: Cl- (lihat 2b), katoda: Ca2+ (lihat 1b) Anoda : 2Cl- (aq) → Cl

2 (g) + 2e *ion sisa asam halida (lihat ketentuan 2b) Katoda : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq) + * Ca2+ = alkali tanah (lihat ketentuan 1b) 2Cl- (aq) + 2H

2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH- (aq)

Contoh Soal 2

2. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt) Jawab: Reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt)

NaNO3 → Na+ + NO3- *lihat ketentuan, anion: NO3- (lihat 2c), kation: Na+ (lihat 1b) Anoda : 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e |x1|

Katoda : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + OH- (aq) |x2| *dikali dua untuk menyetarakan elektron 6H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 2H2 (g) + 4OH- (aq)

Contoh Soal 3

3. Tuliskan reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon Jawab: reaksi elektrolisis larutan NiSO4 dengan elektroda karbon

NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42– *lihat ketentuan, anion: SO42- (lihat 2c), kation: Ni2+ (lihat 1b) Anoda : 2 H2O(l) → 4 e + 4 H+(aq) + O2(g) |x1|

Katoda : Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s) |x2| 2 H2O(l) + Ni2+(aq) → 4 H+(aq) + O2(g) + Ni(s)

Hukum Faraday

Pada tahun 1834 Michael Faraday menemukan fakta bahwa banyaknya perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dilewatkan.

Hukum I Faraday: Massa zat yang terjadi atau melarut selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel elektrolisis

W=

W= berat zat (endapan) yang terjadi (gram) e = berat ekivalen (Ar/valensi) i = kuat arus (A)

t = waktu (detik)

F = i x t 96500

96.500 = tetapan Faraday Contoh Soal 1

1. Larutan NiSO4 (Ar = 59) dialiri arus listrik 10 A selama 1 jam. Tentukan Ni yang mengendap di katoda. Jawab:

NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42–

Katoda : Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s) *lihat ketentuan elektrolisis larutan

Diketahui : e = Ar/valensi *valensi menyatakan banyaknya elektron yang

dilepas/diterima e = 59/2 e = 29.5 i = 10 A t = 1 jam = 36000 detik Ditanya : W Jawab : W = e x i x t = 29.5 x 10 A x 3600 = 11 gram 96500 96500 Contoh Soal 2

2. Tentukan berat logam perak (Ar Ag = 108) yang diendapkan jika arus listrik sebesar 0.2 Faraday dialirkan ke dalam larutan AgNO3.

Diketahui : F = 0.2 F

e = Ar/ valensi Ag+(aq) + e → Ag(s), jadi valensi = 1 Maka : W = e . F = 108 . 2 F = 21.6 gram

Kegunaan Sel Elektrolisis

1. Proses Penyepuhan/Pelapisan Logam

Logam besi/baja mudah terkena korosi/karat. Untuk melindungi besi/baja dari korosi, maka besi/baja dilapisi suatu logam yang sukar teroksidasi, seperti nikel (Ni), timah (Sn), krom (Cr), perak (Ag), atau emas (Au). Prinsip kerja penyepuhan/pelapisan logam adalah sel elektrolisis larutan dengan menggunakan elektrode yang bereaksi. Contoh proses penyepuhan/pelapisan logam besi dengan emas dengan menggunakan larutan AuCl3(aq) sebagai penghantar.

Reaksi : AuCl3(aq) → Au3+(aq) + 3 Cl–(aq) Katode (Besi) : Au 3+(aq) + 3 e– → Au(s)

Anode (Emas) : Au(s) → Au3+(aq) + 3 e– 2. Proses Pemurnian Logam Kotor

Prinsip pemurnian logam transisi dengan menggunakan reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode yang bereaksi. Logam yang kotor ditempelkan di anode dan logam murni ditempatkan di katode. Larutan yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut.

SOAL (UNTUK TUGAS 1)

Tentukan reaksi berikut merupakan reaksi redoks atau bukan redoks. Jika merupakan reaksi redoks, tentukan perubahan bilangan oksidasinya.

1. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 2. ZnS + HNO3 → ZnSO4 + N2O + H2O

Tentukan katoda dan anoda dari elektroda berikut agar reaksi dapat berlangsung dan tentukan potensial selnya. 3. Diketahui: Ag+ ∣ Ag E° = + 0,80 V Mg2+| Mg E° = –2,37 V 4. Diketahui: Ni2+| Ni E° = –0,25 V Pb2+ ∣ Pb E° = – 0,13 V

Kerjakan soal no 5 dan no 6 berdasarkan referensi.

5. Aki adalah salah satu aplikasi dari sel volta, tentukan katoda, anoda, serta reaksi yang terjadi pada pemaiakan aki.

6. Salah satu proses elektrokimia adalah korosi. Jelaskan anoda dan katoda pada reaksi korosi serta jelaskan cara mencegah korosi.

Tentukan reaksi elektrolisis dari

7. Larutan CaCO3 8. Larutan CuCl2

Aplikasi Hukum Faraday

9. Tentukan berat logam Cu (Ar = 63,5) dapat diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dilewatkan dalam larutan CuSO4 selama 2 jam.

10. Pada elektrolisis leburan Al2O3 (Ar Al = 27, O = 16) diperoleh logam Al sebanyak 0,255 gram. Tentukan besarnya arus listrik yang diperlukan.