e - Modul Elektrokimia dan Elektrolisis

KATA PENGANTAR Puji Syukur kehadirat Tuhan Yang Maha Esa karena atas limpahan rahmat-Nya sehingga kami dapat menyelesaikan e-modul berbasis digital yang berjudul Elektrokimia dan Elektrolisis ini tepat pada waktunya. Modul ini disusun untuk memenuhi tugas Project akhir dari mata kuliah Kapita Selekta Kimia SMA serta untuk memenuhi kebutuhan pembelajaran peserta didik dalam bidang mata pelajaran Kimia. Sesuai dengan segmentasi peserta, maka modul ini disusun dengan kualifikasi yang tidak diragukan lagi. Modul ini dilengkapi dengan pembahasan dan latihan-latihan soal untuk menguji pemahaman siswa terkait dengan materi yang terdapat pada modul yang dapat digunakan untuk mengukur tingkat ketercapaian dan ketuntasan peserta didik tentang materi ini. Kami mengucapkan terima kasih kepada berbagai pihak yang telah membantu dalam proses penyelesaian modul ini, terutama kepada Bapak Dr. Bajoka Nainggolan, M.S. selaku dosen pengampu mata kuliah Kapita Selekta Kimia SMA yang telah membimbing penyusun dalam pembuatan modul ini. Semoga modul ini dapat bermanfaat bagi kita semua, khususnya para peserta didik. Pembuatan modul ini masih jauh dari kata sempurna oleh karena itu kami mengharapkan kritik dan saran yang membangun demi perbaikan modul ini. Semoga modul ini dapat memberikan manfaat bagi para pembaca khususnya siswa dalam mempelajari materi Elektrokimia dan Elektrolisis. Medan, 1 Desember 2022 Kelompok 8 i e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

PRAKATA Sejak perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi (IPTEK) telah menuntun manusia untuk berpikir lebih maju dalam segala hal, termasuk dalam bidang Pendidikan. Perkembangan teknologi ini mendorong dunia Pendidikan untuk selalu berupaya melakukan pembaharuan dan memanfaatkan teknologi yang ada dalam proses pembelajaran. Untuk menunjang proses pembelajaran yang berkualitas diperlukan suatu bahan ajar. Bahan ajar merupakan sumber belajar yang sangat penting untuk mendukung tercapainya kompetensi yang menjadi tujuan pembelajaran. E-modul adalah modul pembelajaran yang mengintegrasikan disiplin ilmu terkait. Pembelajaran bidang eksakta yakni pembelajaran antara ilmu pengetahuan untuk mempelajari konsep akademis yang dipadukan dengan dunia nyata sebagai pengaplikasian bidang tersebut. Pada pembelajaran ini peserta didik dituntut untuk memecahkan masalah, membuat pembaharuan, menemukan/ merancang hal baru, memahami diri serta melakukan pemikiran logis. E-modul Pembelajaran Kimia berbasis digital ini adalah buku yang memperkenalkan dan merangkum materi elektrokimia dan elektrolisis yang dapat memperkuat pemahaman- pemahaman akan materi tersebut bagi siswa-siswa yang membutuhkan agar lebih mudah mendalami tentang materi elektrokimia dan elektrolisis ini. Setiap topik yang ada di dalam e-modul ini disampaikan dengan cara sedemikian rupa sehingga para pembaca akan lebih mudah memahaminya. Di awal setiap subbab para pembaca akan diberi penjelasan singkat mengenai teori, definisi-definisi, rumus-rumus, dan prosedur- prosedur yang penting. Tetapi ini diupayakan seminimum mungkin karena penyelesaian soal yang akan lebih banyak digunakan untuk menjelaskan teori bersangkutan. Ini dimaksudkan agar pembaca dapat benar-benar memahaminya. Melalui contoh soal dan kemudian menyelesaikan sendiri soal-soal yang diberikan. ii e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

DAFTAR ISI KATA PENGANTAR ......................................................................................................... ii PRAKATA........................................................................................................................... ii DAFTAR ISI....................................................................................................................... iii DAFTAR GAMBAR ............................................................................................................v DAFTAR TABEL................................................................................................................vi KOMPETISI INTI DAN KOMPETISI DASAR...............................................................vii TUJUAN PEMBELAJARAN .............................................................................................ix PETA KONSEP....................................................................................................................x PETUNJUK PENGGUNAAN MODUL .............................................................................xi KEGIATAN PEMBELAJARAN 1 SEL VOLTA .............................................................12 A. Tujuan Pembelajaran .................................................................................................12 B. Uraian Materi.............................................................................................................12 C. Deret Volta ................................................................................................................12 D. Notasi Sel Volta.........................................................................................................14 E. Potensial Sel Volta.....................................................................................................15 F. Reaksi Oksidasi Reduksi Dalam Sel Elektrokimia ....................................................... 16 G. Contoh Sel Volta Dalam Kehidupan Sehari-hari ........................................................17 H. Penilaian Diri.............................................................................................................19 I. Latihan Soal...............................................................................................................19 J. Kunci Jawaban...........................................................................................................24 KEGIATAN PEMBELAJARAN 2 SEL ELEKTROLISIS ..............................................26 A. Tujuan Pembelajaran .................................................................................................26 B. Uraian Materi.............................................................................................................26 C. Prinsip Kerja Sel Elektrolisis......................................................................................27 D. Susunan Sel Elektrolisis.............................................................................................27 E. Ketentuan Reaksi dalam Sel Elektrolisis.....................................................................28 F. Reaksi Penyepuhan Logam ........................................................................................32 G. Reaksi Pemurnian Logam ..........................................................................................33 H. Penilaian Diri.............................................................................................................34 I. Latihan Soal...............................................................................................................35 J. Kunci Jawaban...........................................................................................................39 iii e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

KEGIATAN PEMBELAJARAN 3 HUKUM FARADAY ................................................41 A. Tujuan Pembelajaran .................................................................................................41 B. Uraian Materi.............................................................................................................41 C. Hukum I Faraday .......................................................................................................42 D. Hukum II Faraday......................................................................................................45 E. Penilaian Diri.............................................................................................................46 F. Latihan Soal...............................................................................................................47 G. Kunci Jawaban...........................................................................................................50 LEMBAR KERJA PESERTA DIDIK (LKPD).................................................................51 VIDEO PEMBELAJARAN ...............................................................................................56 SISTEM PERIODIK UNSUR............................................................................................57 GLOSARIUM ..................................................................................................................... 58 DAFTAR PUSTAKA .........................................................................................................60 SUMBER GAMBAR ..........................................................................................................61 BIOGRAFI PENULIS........................................................................................................62 iv e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

DAFTAR GAMBAR Gambar 1. 1 Diagram Sel ....................................................................................................13 Gambar 1. 2 Data nilai potensial elektrode standar...............................................................15 Gambar 1. 3 Reaksi setengah sel..........................................................................................16 Gambar 2. 1 Mobil degan bahan bakar gas hidrogen............................................................26 Gambar 2. 2 Susunan sel elektrolisis....................................................................................28 Gambar 2. 3 Sel Downs .......................................................................................................30 Gambar 3. 1 Sel elektrolisis yang disusun secara seri...........................................................45 v e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

DAFTAR TABEL Tabel 1. 1 Penilaian Diri Pembelajaran Materi 1.............................................................................. 19 Tabel 2. 1 Penilaian Diri Pembelajaran Materi 2............................... Error! Bookmark not defined. 34 Tabel 3. 1 Penilaian Diri Pembelajaran Materi 3...............................................................................47 vi e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

KOMPETISI INTI DAN KOMPETISI DASAR A. Kompetensi Inti KI 1 dan 2 Kompetensi Sikap Spiritual yaitu, “Menghayati dan mengamalkan ajaran agama yang dianutnya”. Kompetensi Sikap Sosial yaitu, “Menunjukkan perilaku jujur, disiplin, tanggung jawab, peduli (gotong royong, kerja sama, toleran, damai), santun, responsif, dan pro-aktif sebagai bagian dari solusi atas berbagai permasalahan dalam berinteraksi secara efektif dengan lingkungan sosial dan alam serta menempatkan diri sebagai cerminan bangsa dalam pergaulan dunia”. KI 3 KI 4 Memahami, menerapkan, Mengolah, menalar, menyaji, dan menganalisis dan mengevaluasi mencipta dalam ranah konkret dan pengetahuan faktual, konseptual, ranah abstrak terkait dengan prosedural, dan metakognitif pengembangan dari yang berdasarkan rasa ingin tahunya dipelajarinya di sekolah secara tentang ilmu pengetahuan, mandiri serta bertindak secara teknologi, seni, budaya, dan efektif dan kreatif, dan mampu humaniora dengan wawasan menggunakan metode sesuai kemanusiaan, kebangsaan, kaidah keilmuan. kenegaraan, dan peradaban terkait penyebab fenomena alam. vii e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

B. Kompetensi Dasar dan Indikator KOMPETENSI DASAR DARI KI 3 KOMPETENSI DASAR DARI KI 4 3.3 Mengevaluasi gejala atau proses yang 4.3 Menciptakan ide/gagasan produk sel terjadi dalam contoh sel elektrokimia (sel elektrokimia. volta dan sel elektrolisis) yang digunakan dalam kehidupan. INDIKATOR 3.3.1Menyetarakan persamaan reaksi redoks 4.3.1Menerapkan prinsip dengan cara dengan setengah reaksi merancang eksperimen untuk menciptakan 3.3.2Menyetarakan reaksi redoks dengan ide/gagasan produk sel elektrokimia cara perubahan bilangan oksidasi 4.3.2Melakukan eksperimen sel elektrokimia 3.3.3Menyimpulkan ciri-ciri reaksi redoks 4.3.3Menganalisis data hasil eksperimen Sel yang berlangsung secara spontan elektrokimia. 3.3.4Menggambarkan susunan sel volta atau 4.3.4Menyajikan data hasil eksperimen dalam sel galvani dan menjelaskan fungsi tiap bentuk laporan dan presentasi bagiannya 3.3.5Menuliskan notasi sel dan reaksi-reaksi yang terjadi pada sel volta 3.3.6Menghitung potensial sel berdasarkan data potensial standar 3.3.7Menghitung potensial sel standar dari reaksi redoks menggunakan deret nerst untuk memprediksi atau menganalisa potensial sel 3.3.8Menuliskan persamaan dan perbedaan sel volta dan sel elektrolisis 3.3.9Menjelaskan prinsip kerja sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan (baterai, aki). 3.3.10 Menuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada larutan atau cairan dengan elektroda aktif atau tidak viii e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

TUJUAN PEMBELAJARAN 1. Melalui tugas baca siswa dapat menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi dan perubahan bilangan oksidasi. 2. Melalui eksperimen siswa dapat menyimpulkan ciri-ciri reaksi redoks yang berlangsung secara spontan 3. Melalui tugas baca siswa dapat menjelaskan bagaimana energi listrik dihasilkan dari reaksi redoks dalam sel volta 4. Melalui tugas baca siswa dapat menuliskan notasi sel dan reaksi yang terjadi pada sel volta 5. Melalui data siswa dapat menghitung potensial sel standar dari reaksi redoks 6. Melalui data siswa dapat menghitung potensial sel standar dari reaksi redoks menggunakan deret nerst untuk memprediksi atau menganalisa potensial sel 7. Melalui tugas baca siswa dapat menuliskan persamaan dan perbedaan sel volta dan sel elektrolisis 8. Melalui eksperimen dan tugas baca siswa dapat menuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada larutan atau cairan dengan elektroda aktif atau tidak 9. Melalui tugas baca siswa dapat menjelaskan penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari dan industri. ix e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

PETA K E-MODUL ELEKTROKIMIA & ELEKTROLISIS

KONSEP x

PETUNJUK PENGGUNAAN MODUL Bagi Guru 1. Menjelaskan kompetensi inti, kompetensi dasar, indikator pencapaian kompetensi yang akan dicapai dalam materi reaksi eliminasi 2. Membagi siswa menjadi beberapa kelompok guna melakukan kegiatan diskusi 3. Memberikan informasi kepada siswa untuk membaca modul sebelum pembelajaran dimulai serta mengerjakan Latihan soal yang terdapat di dalam modul 4. Membimbing siswa dalam pembelajaran di kelas Bagi Siswa 1. Siswa membaca dan memahami kompetensi inti, kompetensi dasar, indikator pencapaian kompetensi yang akan dicapai dalam materi reaksi eliminasi 2. Siswa membaca modul materi reaksi eliminasi sebelum dimulainya pembelajaran 3. Siswa mengerjakan soal – soal Latihan yang terdapat di dalam modul 4. Siswa memaparkan hasil diskusi xi E-MODUL ELEKTROKIMIA & ELEKTROLISIS

KEGIATAN PEMBELAJARAN 1 SEL VOLTA A. Tujuan Pembelajaran Setelah kegiatan pembelajaran 1 ini pembaca diharapkan menyusun susunan sel volta, menuliskan notasi sel volta dan menghitung potensial sel serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari. B. Uraian Materi Sel volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik. Sel volta ini ditemukan oleh dua orang ahli berkebangsaan Italia. Mereka berdua adalah Alessandro Giuseppe Volta (1745-1827) dan Lugini Galvani (1737-1798). Ciri khas dari sel volta adalah menggunakan jembatan garam. Jembatan garam berupa pipa U yang diisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Sel volta terdiri dari anoda yang bermuatan negatif dan katoda yang bermuatan positif. Pada anoda terjadi proses oksidasi, oksidasi adalah pelepasan elektron. Sedangkan pada katodanya terjadi proses reduksi, reduksi adalah penangkapan elektron. Sel volta banyak sekali digunakan pada kehidupan sehari-hari. Sel volta yang biasa digunakan pada kehidupan manusia seperti jenis-jenis baterai dan aki (accu). Baterai dan aki sangatlah berbeda, perbedaan ini dapat dilihat dari setelah pemakaian kedua benda tersebut. Baterai apabila sudah terpakai tidak dapat digunakan lagi karena sudah tidak ada lagi arus listrik pada baterai tersebut. Sedangkan, aki apabila arus listriknya sudah habis dapat diisi lagi dengan mengalirkan arus listrik. C. Deret Volta Setiap logam mempunyai sifat reduktor sebab cenderung melepaskan elektron atau mengalami oksidasi. Urutan logam-logam dari reduktor terkuat sampai reduktor terlemah tersusun dalam Deret Volta : 12 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Hal-hal penting mengenai deret Volta: Semakin ke kiri letak suatu logam dalam deret volta, sifat reduktornya semakin kuat (makin mudah mengalami oksidasi) suatu logam dalam deret volta mampu mereduksi ionion di kanannya tapi tidak mampu mereduksi ion-ion di kirinya. Untuk mengukur kekuatan sifat reduktor, dibuatlah konsep potensial reduksi dengan lambang Eo yang didefinisikan sebagai potensial listrik yang ditimbulkan apabila suatu ion logam mengalami reduksi menjadi logamnya. Makin mudah suatu ion logam mengalami reduksi, makin besar Eo yang ditimbulkan. Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam sel volta: Logam yang memiliki Eo lebih kecil selalu merupakan anoda (mengalamai oksidasi) notasi sel volta dituliskan Anoda | ion || ion | katoda elektron mengalir dari anoda (Eo kecil) ke katoda (Eo besar) potensial listrik yang dihasilkan sel volta (Eosel). Eosel = Eo katoda- Eoanoda = Eo reduksi - Eo oksidasi Potensial sel bernilai positif artinya reaksi berlangsung spontan. 1. Diagram Deret Volta Secara singkat, proses yang terjadi dalam sel volta digambarkan dalam diagram sel berikut. Gambar 1. 1 Diagram Sel 13 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Contoh soal : Suatu sel volta tersusun atas electrode-elektrode nikel dan alumunium. Ni2+ + 2e → Ni Eo = -0,25 Al3+ + 3e → Al Eo = -1,66 Berdasarkan data tersebut tentukan: a) anoda dan katoda b) notasi sel reaksi sel D. Notasi Sel Volta Susunan sel volta dapat dinyatakan dengan notasi sel volta yang disebut juga diagram sel. Untuk contoh sel volta di atas, notasi selnya dapat dinyatakan sebagai berikut. ������������ | ������������2+ || ������������2+ | ������������ Atau ������������(������) | ������������2+(������������) || ������������2+(������������) | ������������(������) Penulisan notasi sel volta mengikuti konvensi umum sebagai berikut. 1. Komponen-komponen pada kompartemen anoda (setengah sel oksidasi) ditulis pada bagian kiri, sedangkan komponen-komponen pada kompartemen katoda (setengah sel reduksi) ditulis pada bagian kanan. 2. Tanda dua garis vertikal ( || ) melambangkan jembatan garam yang memisahkan kedua setengah sel. 3. Tanda satu garis vertikal ( | ) melambangkan batas fase antara komponen-komponen dengan fase berbeda. Sebagai contoh, Ni(s) | Ni2+(aq) mengindikasikan bahwa Ni padat berbeda fase dengan larutan Ni2+. 4. Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan komponen-komponen dalam fase yang sama. Sebagai contoh, suatu sel volta dengan anoda Co dan katoda inert Pt, di mana terjadi oksidasi Co menjadi Co2+ dan reduksi Fe3+ menjadi Fe2+, dinotasikan sebagai berikut. ������������(������) | ������������2+(������������) || ������������3+(������������), ������������2+(������������) | ������������(������) 5. Jika diperlukan, konsentrasi dari komponen-komponen terlarut ditulis dalam tanda kurung. Sebagai contoh, jika konsentrasi dari larutan Zn2+ dan Cu2+ adalah 1 M keduanya, maka dituliskan seperti berikut. ������������(������) | ������������2+(������������, 1 ������) || ������������2+(������������, 1 ������) | ������������(������) 14 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

E. Potensial Sel Volta Adanya arus listrik berupa aliran elektron pada sel volta disebabkan oleh adanya beda potensial antara kedua elektrode yang disebut juga dengan potensial sel (Esel) ataupun gaya gerak listrik (gGGL) atau electromotive force (emf). Potensial sel yang diukur pada keadaan standar (suhu 25°C) dengan konsentrasi setiap produk dan reaktan dalam larutan 1 M dan tekanan gas setiap produk dan reaktan 1 atm disebut potensial sel standar (E°sel). Nilai potensial sel sama dengan selisih potensial kedua elektrode. Menurut kesepakatan, potensial elektrode standar mengacu pada potensial reaksi reduksi. ������°������������������ = ������°������������������������������������ – ������°������������������������������ Katode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih besar Katode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih besar (positif), sedangkan anode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih kecil (negatif). Data nilai potensial elektrode standar dapat dilihat pada gambar berikut. Gambar 1. 2 Data nilai potensial elektrode standar 15 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

F. Reaksi Oksidasi Reduksi Dalam Sel Elektrokimia Logam seng perlahan “larut”, oksidasi menghasilkan ion seng yang masuk ke dalam larutan. Pada saat yang sama, ion tembaga mendapatkan elektron dan diubah menjadi atom tembaga yang melapisi logam seng atau sedimen ke dasar wadah. Energi yang dihasilkan dalam reaksi ini cepat hilang sebagai panas, tetapi dapat dibuat untuk melakukan pekerjaan yang berguna dengan alat yang disebut, sel elektrokimia. Hal ini dilakukan dengan cara berikut. 1. Sel Elektrokimia Sel elektrokimia terdiri dari dua kompartemen atau setengah-sel, masing-masing terdiri dari elektroda yang dicelupkan dalam larutan elektrolit. Setengah-sel yang dirancang untuk menghasilkan oksidasi setengah-reaksi dan reduksi setengah-reaksi secara terpisah seperti yang ditunjukkan di bawah ini. Gambar 1. 3 Reaksi setengah sel Setengah-sel, disebut anoda, adalah keadaan di mana oksidasi seng terjadi, seperti yang ditunjukkan di bawah ini. ������������(������) → ������������2+(������������ ) + 2������– Selama oksidasi seng, elektroda seng perlahan akan larut untuk menghasilkan ion seng (Zn2+), yang masuk ke dalam larutan yang mengandung ion Zn2+(aq) dan ion SO42- (aq). Setengah sel yang lain, disebut katoda, adalah keadaan di mana reduksi tembaga terjadi , seperti yang ditunjukkan di bawah ini. ������������2+(������������) + 2������– → ������������(������) 16 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Ketika pengurangan ion tembaga terjadi, atom tembaga terakumulasi pada permukaan elektroda tembaga padat. Reaksi di setiap setengah sel tidak terjadi kecuali dua setengah sel terhubung satu sama lain. 2. Jembatan Garam Jembatan garam adalah penghalang berpori yang mencegah pencampuran spontan dari larutan berair di setiap kompartemen, tetapi memungkinkan migrasi ion di kedua arah untuk mempertahankan netralitas listrik. Sebagai reaksi oksidasi-reduksi, kation (Zn2+) dari anoda bermigrasi melalui jembatan garam ke katoda, sedangkan anion, (SO42) bermigrasi dalam arah yang berlawanan untuk menjaga netralitas listrik. Ke dua setengah-sel tersebut juga terhubung secara eksternal. Dalam pengaturan ini, elektron yang disediakan oleh reaksi oksidasi dipaksa untuk melakukan perjalanan melalui lintasan eksternal ke reaksi reduksi. Fakta bahwa reaksi terjadi secara spontan menunjukkan bahwa ada perbedaan dalam energi potensial. Perbedaan energi potensial ini disebut gaya gerak listrik (GGL) dan diukur dalam volt. Setiap perangkat listrik dapat “disambung” ke dalam lintasan eksternal untuk memanfaatkan energi potensial. Meskipun energi yang tersedia dari satu sel relatif kecil, sel elektrokimia dapat dihubungkan secara seri untuk meningkatkan output energi mereka. Perangkat yang biasa digunakan dari kasus ini adalah “baterai”. Contohnya adalah baterai timbal-asam, baterai yang digunakan dalam mobil. Dalam baterai timbal-asam, setiap sel memiliki anoda logam timbal dan timbal (IV) oksida (timbal dioksida) katoda yang keduanya direndam dalam larutan asam sulfat. Sel elektrokimia tunggal ini memproduksi sekitar 2 volt. G. Contoh Sel Volta Dalam Kehidupan Sehari-hari 1. Sel volta sekunder a) Aki Timbal Aki merupakan jenis baterai yang dapat digunakan untuk kendaran bermotor atau automobil. Aki timbal mempunyai tegangan 6V atau 12V, tergantung jumlah sel yang digunakan dalam konstruksi aki timbal tersebut. Aki timbal ini terdiri atas katoda PbO2 (timbel(IV) oksida) dan anodanya Pb (timbel=timah hitam). Kedua zat sel ini merupakan zat padat, yang dicelupkan ke dalam larutan H2SO4. Reaksi yang terjadi dalam aki adalah: ������������(������) + ������������42− − (������������) → ������������������������4(������) + 2������− (������������������������������) 17 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

������������������2(������) + 4������ + (������������) + ������������42−(������������) + 2������− → ������������������������4(������) + 2������2������ (������������������������������������) Aki ini dapat diisi ulang dengan mengalirkan lagi arus listrik ke dalamnya. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anoda (Pb) mengirim elektron ke katoda (PbO2). Sementara itu pada pengisian aki, elektrode timbal dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga Pb2SO4 yang terdapat pada elektrode timbal itu direduksi. Berikut reaksi pengisian aki: ������������������������4(������) + ������+(������������) + 2������− → ������������(������) + ������������������4−(������������) (elektrode Pb sebagai katoda) ������������������������4(������) + 2������2������(������) → ������������������2(������) + ������������������4−(������������) + 3������ + (������������) + 2������ − (elektrode PbO2 sebagai anoda). b) Baterai Nikel Kadmium Baterai nikel-kadmium merupakan baterai kering yang dapat diisi ulang. Sel ini biasanya disebut nikel atau bateray nickel-cadmium. Reaksi yang terjadi pada baterai nikel-kadmium adalah: ������������(������) + 2������������−(������������) → ������������(������������)2(������) + 2������− (������������������������������) ������������������2(������) + 2������2������ + 2������− → ������������(������������)2(������) + 2������������−(������������) (������������������������������������) Reaksi keseluruhan adalah: ������������(������) + ������������������(������������) + 2������2������(������) → ������������(������������)2(������) + ������������(������������)2(������) Baterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Baterai nikel-kadmium memiliki tegangan sekitar 1,4V. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula. c) Sel Perak Seng Sel ini mempunyai kuat arus (I) yang besar dan banyak digunakan pada kendaran- kendaraan balap. Sel perak seng dibuat lebih ringan dibandingkan dengan sel timbal seng. KOH adalah elektrolit yang digunakan dan elektrodenya berupa logam Zn (seng) dan Ag (perak). d) Sel Natrium Belerang Sel natrium belerang ini dapat menghasilkan energi listrik yang lebih besar dari sel perak seng. Elektrodenya adalah Na (natrium) dan S (sulfur) . 18 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

e) Sel Bahan Bakar Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar seperti campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini biasanya digunakan untuk sumber energi listrik pesawat ulang-alik, pesawat Challenger dan Columbia. Yang berperan sebagai katode adalah gas oksigen dan anodanya gas hidrogen. Masing-masing elektrode dimasukkan kedalam elektrode karbon yang berpori-pori dan masing-masingnya elektrode digunakan katalis dari serbuk platina. Katoda: menghasilkan ion OH- ������2(������) + 2������2������(������) + 4������− → 4������������−(������������) Anoda: dari katode bereaksi dengan gas H2 ������2(������) + 2������������−(������������) → 2 ������2������(������) + 2������− Reaksi selnya adalah: ������������(������) + ������������������(������) → ������������������������(������) H. Penilaian Diri Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut dengan jujur dan bertanggungjawab! No. Pertanyaan Ya Tidak 1. Apakah Anda telah memahami konsep susunan logam dalam deret volta? 2. Apakah Anda dapat menganalisis rangkaian sel volta dari logam yang telah diketahui nilai Eo nya? 3. Apakah Anda dapat menghitung nilai potensial sel? 4 Apakah Anda dapat memberi contoh sel volta dalam kehidupan sehari-hari? Bila ada jawaban \"Tidak\", maka segera lakukan review pembelajaran, terutama pada bagian yang masih \"Tidak\". I. Latihan Soal A. Pilihan Ganda 1. Dari beberapa pernyataan berikut, 1) Pada sel volta, energi kimia diubah menjadi energi listrik. 19 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

2) Pada sel volta, elektron mengalir melalui kawat dari katode ke anode. 3) Pada sel volta, anode adalah elektrode negatif, sedangkan pada sel elektrolisis, anode adalah elektrode positif. 4) Pada anode sel volta, terjadi oksidasi, sedangkan pada anode sel elektrolisis terjadi reduksi. pernyataan yang benar adalah .... A. 1, 2, 3 B. 1, 3 C. 2, 4 D. 4 saja E. 1, 2, 3, 4 2. Diketahui potensial elektroda standar sebagai berikut Eo Ag = + 0,80 V Eo Mn = - 1,18 V Potensial sel yang ditimbulkan oleh sel : Mn/Mn2+//Ag+/Ag adalah… A. 3,78 V B. 3,16 V C. 1,98 V D. 0,42 V E. 0,38 V 3. Dari data potensial elektrode standar berikut: cu2+ + 2e → Cu E° = 0,3 V Ag+ + e → Ag E° = 0,80 V maka reaksi : cu2+ + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag memiliki potensial sel? A. 1,14 V B. 0,80 V C. 0,46 V D. 0,06 V E. 0,019 4. Diketahui data potensial reduksi standar : Zn2+ + 2e → Zn Eo = -0,76 V Mg2+ + 2e → Mg Eo = -2,38 V Cu2+ + 2e → Cu Eo = +0,34 V Notasi sel yang dapat berlangsung spontan adalah... A. Fe ｜Fe2+ ｜｜Zn2+ ｜Zn B. Zn ｜Zn2+ ｜｜Mg2+ ｜Mg C. Cu ｜Cu2+ ｜｜Zn2+ ｜Zn 20 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

D. Cu ｜Cu2+ ｜｜Fe2+ ｜Fe E. Mg ｜Mg2+ ｜｜Cu2+ ｜Cu 5. Diketahui beberapa data sebagai berikut : Sn2+ + 2e → Sn Eo = -0,14 V Cu2+ + 2e → Cu Eo = +0,34 V Notasi sel yang dapat berlangsung adalah.... A. Sn ｜Sn2+ ｜｜Cu2+ ｜Cu B. Cu2+ ｜Cu ｜｜Sn2+ ｜Sn C. Cu ｜Cu2+ ｜｜Sn2+ ｜Sn D. Sn ｜Sn2+ ｜｜Cu2+ ｜Cu E. Sn2+ ｜Sn ｜｜Cu2+ ｜Cu 6. Untuk menguji apakah sobat sudah paham apa belum, kami juga menghadirkan contoh soal seputar deret volta beserta penyelesaiannya dibawah ini. 1) Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu 2) Ni + Zn2+ —> Ni2+ + Zn Pernyataan yang benar adalah…. A. Pada Reaksi 1 pasti dapat berlangsung tetapi juga ada fase B. Pada Reaksi 2 pasti akan berlangsung C. Logam Fe dapat mendesak ion logam Cu D. Logam Ni dapat mendesar ion logam Zn E. Reaksi nomor 1 tidak dapat berlangsung 7. Diketahui data potensial reduksi standar : Sn2+ + 2e → Sn Eo = -0,14 V Cu2+ + 2e → Cu Eo = +0,34 V Pb2+ + 2e → Pb Eo = -0,13 V Ag+ + e → Ag Eo = +0,80 V Notasi sel yang dapat berlangsung spontan adalah..... A. Cu ｜Cu2+ ｜｜Sn2+ ｜Sn B. Pb ｜Pb2+ ｜｜Sn2+ ｜Sn C. Cu ｜Cu2+ ｜｜Pb2+ ｜Pb D. Ag ｜Ag+ ｜｜Cu2+ ｜Cu 21 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

E. Cu ｜Cu2+ ｜｜Ag+ ｜Ag 8. Jika diketahui : Mg + 2Ag+ → Mg2+ + 2Ag e0 = +3,12 v Ag+ + e → Ag e0 = +0,80 v Cu2+ + 2e → Cu e0 = +0,34 v maka potensial standar untuk reaksi berikut adalah.... Mg + Cu2+ → Mg2+ + Cu A. -2,66 B. +2,66 C. -2,06 D. +2,06 E. -2,60 9. Jika elektrode Zn dipasangkan dengan elektrode Cu menjadi sel volta, pernyataan yang tidak tepat adalah .... A. anodenya Zn dan katodenya Cu B. di anode, Zn akan larut C. E0sel yang terjadi adalah +1,10 V D. kutub positifnya adalah elektrode Zn E. elektron bergerak dari elektrode Zn ke Cu 10. Jika diketahui : Zn2+/Zn Eo = – 0,76 Volt Cu2+/Cu Eo = + 0,34 Volt maka besarnya potensial sel (Eosel) volta tersebut adalah …. A.-0,42 Volt B.-1,10 Volt C.+0,42 Volt D.+1,10 Volt E. +11,0 Volt 22 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

B. Essay 1. Tentukan potensial sel Volta, jika diketahui potensial sel lain yang menggunakan elektrode yang sama. Diketahui: Mg(s) * Mg2+(aq) 2Cu2+(aq) *Cu(s) E° = +2,71 V Zn(s) * Zn2+(aq) 2Cu2+(aq) *Cu(s) E° = +1,1 V Tentukan potensial sel standar Mg(s) * Mg2+(aq) 2Zn2+(aq) *Zn(s). 2. Diketahui berdasarkan potensial standar elektrode berikut ini. Ag (aq) + e- → Ag(s), E° = +0,80 V Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s), E° = +0,34 V a. Tentukan potensial sel standar (E°sel). b. Tuliskan reaksi selnya. 3. Diketahui, suatu reaksi berdasarkan potensial standar elektrode seperti data berikut. Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s), E° = - 2,37 V Br2(g) + 2e- → 2Br-(aq), E° = +1,07 V a. Tentukan potensial sel standar (E°sel) b. Tuliskan reaksi selnya. 4. Periksa apa reaksi berikut dapat berlangsung atau tidak pada keadaan standar? a. Fe(s) + Zn 2+(aq) → Fe 2+ (aq) + Zn(s) b. Mg(s) + Cu2+(aq) → Mg2++ Cu(s) 5. Untuk memperkuat pemahaman kalian tentang sel volta, amati contoh soal berikut: Suatu sel volta tersusun atas electrode-elektrode nikel dan aluminium. Ni2+ + 2e → Ni Eo = -0,25 Al3+ + 3e → Al Eo = -1,66 Berdasarkan data tersebut tentukan: a) anoda dan katoda b) notasi sel reaksi sel 23 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

J. Kunci Jawaban A. Pilhan Ganda 1. B 5. D 2. C 6. C 3. C 7. E 4. E 8. A 5. D 9. D 6. C 10. D B. Essay 1. Untuk menjawab pertanyaan ini, harus disusun sel-sel yang diketahui sehingga jika dijumlahkan akan menghasilkan sel yang dimaksud. 2. Untuk menjawab soal ini a. Tentukan potensial sel standar (E°sel). Berdasarkan harga potensial elektrodenya, maka tembaga (Cu) lebih mudah mengalami reaksi oksidasi karena potensial elektrodenya lebih kecil dari pada perak (Ag), sehingga perak sebagai katode dan tembaga sebagai anode. E° sel = E°(katode) - E°(anode) E° sel = 0,80 V - (0,34 V) E° sel = 0,46 V = +0,80 V (×2) b. Reaksi sel : Katode : Ag+(aq) + e- → Ag(s) E° = - 0,34 V (×1) Anode : Cu(s) → Cu2+(aq)+ 2e- E° Persamaan Reaksi di : atas, koefisien reaksi dari perak harus dikalikan dua untuk menyamakan jumlah elektron yang terlibat. Tetapi perlu diingat bahwa nilai potensial elektrode tidak tergantung pada koefisien reaksi, sehingga tidak ikut dikalikan. Reaksi selnya: Katode : 2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s) E° = +0,80 V Anode : Cu(s) → Cu2+(aq)+ 2e- E° = - 0,34 V 3. Dalam menyelesaikan soal ini : a. Tentukan potensial sel standar (E°sel) 24 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

E° sel = E°(katode) - E°(anode) E° sel = 1,07 V - (- 2,37 V) = 3,44 V Brom mempunyai potensial elektrode standar positif, sehingga sebagai katode atau kutub positif dan magnesium sebagai anode atau kutub negatif. b. Reaksi sel Katode : Br2(g) + 2e- → 2Br-(aq) E° = +1,07 V (reaksi reduksi) Anode : Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) E° = - 2,37 V (reaksi reduksi) Pada katode terjadi reaksi reduksi, sedangkan pada anode terjadi reaksi oksidasi, maka persamaan Reaksi di : atas yang terjadi pada anode harus dibalik reaksinya supaya menjadi reaksi oksidasi. Karena Magnesium yang bertindak sebagai anode, maka reaksinya harus dibalik sehingga reaksi sel yang terjadi dapat ditulis menjadi berikut ini. 4. Dalam menyelesaikan soal ini : a. Reaksi Ni2+ + Fe ⟹ Ni + 2Fe2+ dapat berlangsung secara spontan/ standar karena posisi logam Fe berada di sebelah kiri logam Ni dalam deret Volta artinya harga E° Fe < E° Ini b. Reaksi Mg + 2Ag+ ⟹ Mg2+ + 2Ag dapat berlangsung secara spontan/ standar karena dalam deret Volta logam Mg terletak di sebelah kiri logam Ag artinya harga E° Mg < E° Ag. 5. Dalam soal ini : a. ������������������������������ ������������ ������������ < ������������ ������������ Dengan demikian dalam deret volta Ni berada di sebelah kiri Al Al Ni Jadi, dari kedua logam tersebut yang berperan sebagai katoda Kiri Kanan adalah Ni dan logam yang berperan sebagai anoda adalah Al. Oksidasi Reduksi Anoda Katoda b. Notasi sel Al│Al3+⎹⎹ Ni2+│Ni 25 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

KEGIATAN PEMBELAJARAN 2 SEL ELEKTROLISIS A. Tujuan Pembelajaran Setelah kegiatan pembelajaran 2 ini kalian diharapkan dapat menuliskan reaksi pada katoda dan anoda pada sel elektrolisis serta reaksi penyepuhan dan pemurnian logam. B. Uraian Materi Tahukah kalian bahwa air dapat diubah menjadi gas hidrogen? kemudian bisa dijadikan sebagai bahan bakar? BBH atau bahan bakar hidrogen adalah sumber energi masa depan yang bersifat ecoenergy dengan proses pembakaran yang hanya menghasilkan air dan energi berupa listrik dan panas. Teknologi BBH ini masih jarang yang menggunakan karena sangat sulit mengontrol besarnya energi yang dihasilkan karena menyebabkan ledakan. Sementara kalian bisa kesampingkan efek ledakannya. Tidak salah jika kalian mau mempelajari hal ini, karena sebenarnya ada kemungkinan menyulap air menjadi komoditas mahal bukan? Kebetulan negara kita 2/3 wilayahnya terdiri dari air. Ini juga bisa menjadi bagian akhir dari solusi krisis energi BBM. Lalu bagaimana cara mengubah air menjadi gas hidrogen? Dalam laboratorium cara ini disebut elektrolisis. Gambar 2. 1 Mobil degan bahan bakar gas hidrogen Selain teknologi super canggih yang dipaparkan di atas, kalian pasti juga masih ingat tentang cara-cara untuk mencegah perkaratan pada besi bukan? Salah satu caranya adalah dengan pelapisan logam menggunakan logam lain yang tidak mudah berkarat. Pada teknik ini logam dilapisi logam lain menggunakan proses elektrolisis. 26 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Teknik pelapisan logam yang paling sederhana terjadi pada proses penyepuhan logam emas di pasar. Nyaris tanpa sentuhan teknologi mutakhir, hanya sekedar menggunakan alat-alat manual yang didukung keterampilan pengrajin, perhiasan imitasi tampak cemerlang berbalut emas. Ibu-ibu akan dengan mudah mendapatkan perhiasan secantik emas dengan harga relatif murah sekitar Rp 50.000,- Rp 80.000/gram. Aplikasi sel elektrolisis juga bisa kalian lihat pada jasa pengisian ulang aki atau yang biasa disebut “setrum aki” oleh masyarakat. Teknik ini dilakukan untuk memberikan muatan ulang pada aki agar bisa digunakan Kembali. Pengisian aki dilakukan dengan cara memberikan arus listrik sehingga terjadi reaksi kimia dalam aki yang mengembalikan kadar elektrolit dalam aki. C. Prinsip Kerja Sel Elektrolisis Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mana energi listrik digunakan untuk menjalankan reaksi redoks itu tidak spontan. Elektrolisis dapat didefinisikan sebagai reaksi peruraian zat menggunakan arus listrik. Prinsip kerja dari sebuah sel elektrolisis adalah menghubungkan kutub negatif dari sumber arus searah dengan katoda dan kutub positif ke anoda, sehingga terjadi overpotensial yang menyebabkan suatu reaksi reduksi serta oksidasi yang tidak spontan bisa berlangsung. Elektron akan mengalir dari katode ke anode. Ion-ion positif akan cenderung tertarik ke katode dan juga tereduksi, sedangkan untuk ion-ion negatif akan cenderung tertarik ke anode dan teroksidasi. D.Susunan Sel Elektrolisis Secara umum, sel elektrolisis ini tersusun dari: 1. Sumber listrik. Sumber arus yang digunakan adalah sumber arus searah atau DC, bisa menggunakan baterai atau aki. 2. Elektroda. Elektroda terdiri dari anoda dan katoda. Anoda, yaitu elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi. Katoda, yaitu elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi. Elektroda ada dua macam, yaitu inert (sangat sukar bereaksi) dan noninert (bereaksi). Elektroda inert meliputi Karbon (C), Emas (Au), dan Platina (Pt). Elektroda inert tidak akan ikut teroksidasi di anode. Contoh elektrode noninert seperti : tembaga (Cu), seng (Zn), besi (Fe) dan lain-lain. 27 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

3. Elektroli Elektrolit adalah zat yang dapat menghantarkan listrik, dapat berupa lelehan atau larutan. Elektrolit yang dimaksud bisa berupa asam, basa garam. Gambar 2. 2 Susunan sel elektrolisis E. Ketentuan Reaksi dalam Sel Elektrolisis Ada beberapa hal yang harus diperhatikan pada reaksi elektrolisis. Reaksi oksidasiatau reduksi yang terjadi tergantung pada nilai potensial reduksi standar masing-masing zat yang terlibat dalam elektrolisis. Pada katoda selalu terjadi reaksi reduksi. Reaksi yang terjadi tidak di pengaruhi oleh jenis bahan elektroda itu dibuat. Reaksi yang terjadi adalah reduksi kation- kation atau molekul air dalam elektrolisis. Sedangkan reaksi oksidasi di anoda dipengaruhi oleh jenis bahan elektroda tersebut. Jika anoda dari bahan logam aktif maka yang terjadi adalah oksidasi logam aktif tersebut. Jika anoda terbuat dari bahan yang inert maka yang terjadi adalah oksidasi anion atau molekul air dalam sel elektrolisis tersebut. Untuk lebih jelasnya kalian bisa mempelajari ketentuan reaksi dalam selelektrolisis sebagai berikut: 1. Reaksi Reduksi di Katoda Tidak bergantung dari jenis elektrodanya. a. H+ dari asam akan direduksi menjadi H2 Reduksi kation H+ Reaksi 2H+(aq) + 2e → H2 (g) b. Kation dari larutan yang mengandung ion golongan IA, IIA, IIIA dan Mn2+ dalam bentuk larutan tidak mengalami reduksi. H2O yang akan direduksi menurut reaksi : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2 OH- (aq) 28 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

c. Kation Lx+ dari lelehan garam IA, IIA, IIIA.Terjadi reduksi kation garam tersebut. Reaksi Lx+ (aq) + xe → L (s) d. Kation dari garam selain dari golongan IA, IIA, IIIA dan Mn2+ Terjadi reduksi kation tersebut. Reaksi : Lx+ + xe → L 2. Reaksi Oksidasi di Anoda Reaksi yang terjadi tergantung dari jenis elektroda. a. Anoda dari logam aktif (M) terjadi oksidasi elektroda tersebut. M (s) → Mx+ (aq) + xe b. Anoda dari bahan inert (C, Au atau Pt) Terjadi oksidasi anion atau molekul air dengan ketentuan, yang beradadalam larutan. • Jika anion dari larutan garam halida(X-), Terjadi oksidasi anion tersebut, dengan reaksi : 2X- (aq) → X2 (g)+ 2e • Jika anion beroksigen (SO42-, NO3-, CO32-, PO43-), maka reaksi oksidasiair, menurut reaksi : 2H2O(l) → O2 (g) + 4H+(aq) + 4e • Jika anion dari basa (OH-) maka oksidasi ion OH- tersebut. Reaksi : 4OH-(aq) → O2(g) + 2H2O(l) + 4e Perhatikan contoh beberapa sel elektrolisis berikut: 1. Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda C. Elektrolit NaCl berupa lelehan, maka reduksi kation yang ada, dan karenaelektroda inert maka oksidasi anion yang tidak beroksigen (Cl-). Reaksi ionisasi lelehan NaCl: NaCl (l) → Na+ (l) + Cl- (l) Reaksi di : (2x) Katoda (-) : Na+ (l) + e → Na (s) (1x) Anoda (+) : 2Cl- (l)→Cl2 (g) + 2e (g) Katoda (-) : 2Na+ (l) +2e → 2Na (s) Anoda (+) : 2Cl- (l) →Cl2(g) + 2e (g) ------------------------------------------------------- + Redoks : 2Na+ (l) + 2Cl- (l) → 2Na (s)+ Cl2 (g) 29 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Dari Reaksi di : katoda didapatkan hasil berupa logam Na dan dari anoda didapatkan hasil gas klorin. Dalam industri teknik ini digunakan untuk memproduksi logam natrium dengan alat yang disebut sel Downs. Alat ini dielektrolisis campuran lelehan NaCl dan CaCl2. Logam natrium dan kalsium terjadi di katoda dan mengambang, dan gas klorin terbentuk di anoda. Gas klorin segera di pisahan agar tidak kembali bereaksi dengan natrium atau kalsium, untuk selanjutnya dimurnikan dan dijual sebagai produk yang bernilai tinggi. Gambar 2. 3 Sel Downs 2. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda C. Karena kation terlarut dalam air adalah dari golongan IA, maka terjadi persaingan antara ion Na+ (aq) dan molekul air dalam mengalami reduksi. Air akan tereduksi karena mempunyai potensial reduksi lebih besar dari pada Na+. Reaksi ionisasi larutan NaCl: NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) Reaksi di : Katoda (-) : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq) Anoda (+) : 2Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2e (g) ------------------------------------------------------------------------------ + Redoks : 2H2O (l) + 2Cl- (aq) → H2 (g)+ Cl2(g) + 2OH- (aq) Dari Reaksi di katoda didapatkan hasil berupa gas hidrogen dan bersifat basa, sedangkan dari anoda didapatkan hasil gas klorin. 3. Elektrolisis larutan CuCl2 dengan elektroda C. Karena kation terlarut dalam air bukan dari golongan IA, IIA, IIIA maka terjadi reduksi ion tersebut karena Cu mempunyai potensial reduksi yang lebih besardari pada air. 30 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Reaksi ionisasi larutan NaCl: CuCl2 (aq) → Cu2+ (aq) + 2Cl- (aq) Reaksi di : Katoda (-) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Anoda (+) : 2Cl- (aq) → Cl2(g) + 2e (g) --------------------------------------------------------------------- + Redoks : Cu2+ (aq) + 2Cl- (aq) → Cu (s) + Cl2(g) Dari Reaksi di katoda didapatkan hasil berupa logam Cu dan dari anoda didapatkan hasil gas klorin. 4. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda C. Karena kation terlarut dalam air bukan dari golongan IA, IIA, IIIA maka terjadi reduksi ion tersebut karena Cu mempunyai potensial reduksi yang lebih besardari pada air. Kemudian di anoda akan terjadi oksidasi air, karena anion beroksigen. Reaksi ionisasi larutan CuSO4: CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO4 (aq) Reaksi di : Katoda (-) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) (2x) Anoda (+) : 2H2O (l) → O2 (g) + 4H+(aq) + 4e (1x) Katoda (-) : 2Cu2+ (aq) + 4e → 2Cu (s) Anoda (+) : 2H2O(l) → O2 (g) + 4H+(aq) + 4e --------------------------------------------------------------------------------+ Redoks : 2Cu2+ (aq) + 2H2O(l)→ 2Cu (s) + O2 (g) + 4H+(aq) Dari Reaksi di katoda didapatkan hasil berupa logam Cu dan dari anoda didapatkan hasil gas oksigen dan ion H+ (asam) 5. Elektrolisis larutan CuCl2 dengan elektroda Besi (Fe). Perhatikan bahwa elektroda dari besi yang merupakan bahan aktif, maka di anoda akan terjadi oksidasi elektroda tersebut sehingga elektroda Fe semakinkeropos atau menipis. Reaksi ionisasi larutan NaCl: CuCl2 (aq) → Cu2+ (aq) +2Cl- (aq) 31 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Reaksi di : Katoda (-) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Anoda (+) : Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e (g) --------------------------------------------------------------------- + Redoks : Cu2+ (aq) + Fe (s) → Cu (s) + Fe2+(aq) Dari Reaksi di katoda didapatkan hasil berupa logam Cu dan dari anoda didapatkan hasil ion Fe2+ yang kemudian larut. F. Reaksi Penyepuhan Logam Reaksi elektrolisis dapat diaplikasikan pada proses penyepuhan atau pelapisan logam, misalkan penyepuhan sendok besi dengan perak, maka sendok besi diletakkan sebagai katoda dan perak sebagai anoda. Kemudian dielektrolisis menggunakan larutan yang mengandung ion perak (AgCl). Perak yang berada di anoda akan teroksidasi menjadi ion perak lalu ion perak ini mengalami reduksi dan mengendap di katoda, sehingga sendok besi akan terlapisi oleh perak. Elektroplating atau penyepuhan merupakan salah satu proses pelapisan bahan padat dengan lapisan logam menggunakan arus listrik searah melalui suatu larutan elektrolit. Elektroplating ditujukan untuk berbagai keperluan, baik untuk skala industri maupun rumah tangga (Subekti, 2015). Proses elektroplating atau yang lebih dikenal dengan pelapisan logam ini banyak dilandasi oleh elektrokimia, bidang yang mengkaji perubahan energi listrik ke energi kimia (elektrolisa). Elektroplating memberikan perlindungan pada logam yang diinginkan dengan memanfaatkan logam-logam tertentu sebagai lapisan pelindung, misalnya tembaga, nikel, krom, perak, dan sebagainya. Prinsip dasar dari proses lapis listrik adalah berdasarkan pada Hukum Faraday yang menyatakan bahwa jumlah zat-zat yang terbentuk dan terbebas pada elektroda selama elektrolisis sebanding dengan jumlah arus listrik yang mengalir dalam larutan elektrolit. Di samping itu jumlah zat yang dihasilkan oleh arus listrik yang sama selama elektrolisis adalah sebanding dengan berat ekuivalen masing-masing zat tersebut. Dalam pelaksanaan proses pelapisan listrik ada beberapa hal yang perlu diperhatikan antara lain arus yang dibutuhkan untuk melapis (rapat arus), temperatur larutan, waktu pelapisan, dan konsentrasi larutan. Plating termasuk salah satu cara menanggulangi korosi pada logam dan juga berfungsi sebagai ketahanan bahan. Di samping itu plating juga memberikan nilai estetika pada logam yang dilapisi. 32 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Penyepuhan suatu logam emas, perak, atau nikel, bertujuan menutupi logam yang penampilannya kurang baik atau menutupi logam yang mudah berkarat. Logam-logam ini dilapisi dengan logam lain yang penampilan dan daya tahannya lebih baik agar tidak berkarat. Misalnya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja umumnya dilapisi kromium agar terhindar dari korosi . Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel dengan elektrolit larutan dan electrode reaktif. Contoh jika logam atau cincin dari besi akan dilapisi emas digunakan larutan elektrolit AuCl3(aq). Logam besi (Fe) dijadikan sebagai katoda, sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anoda. Apa yang terjadi jika kedua logam ini ditukar posisinya? Mengapa? Reaksi yang berlangsung dalam proses penyepuhan besi dengan emas yaitu : ������������������������������ (������������) → ������������������+ (������������) + ������������������− (������������) Katoda (cincin Fe) : Au3+ (aq) + 3e- Au (s) Anoda (Au) : Au (s) Au3+ (aq) + 3e Proses yang terjadi yaitu oksidasi logam emas (anoda) menjadi Au3+(aq) Kation ini akan bergerak ke katoda menggantikan kation Au3+ yang direduksi di katoda. Kation Au3+ di katoda direduksi membentuk endapan logam emas yang melapisi logam atau cincin besi. Proses ini cukup murah karena emas yang melapisi bersih hanya berupa lapisan tipis. G. Reaksi Pemurnian Logam Selain itu, reaksi elektrolisis dapat dimanfaatkan untuk pemurnian logam. Misalkan terdapat logam tembaga tidak murni atau mengandung pengotor, dapat dimurnikan dengan melakukan elektrolisis. Caranya tembaga yang mengandung pengotor sebagai anoda, dihubungkan dengan tembaga murni sebagai katoda dilakukan elektrolisis menggunakan larutan yang mengandung ion tembaga (CuSO4). Setelah beberapa waktu logam tembaga di anoda lama-lama akan habis menjadi ion tembaga kemudian mengendap di katoda, sehingga di katoda terendapkan logam tembaga yang murni. Proses pemurnian logam kotor banyak dilakukan dalam pertambangan . logam transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagai anoda dan logam murni sebagai katoda. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit yang mengandung 33 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

kation logam yang dimurnikan. Contoh : proses pemurnian nikel menggunakan larutan NiSO4 . Nikel murni digunakan sebagai katoda, sedangkan nikel kotor (logam yang dimurnikan ) digunakan sebagai anoda. Reaksi yang terjadi, yaitu: ������������������������������ → (������������) ������������������+ (������������) + ������������������������− (������������) Katoda (Ni murni) : ������������2+(������������) + 2������− → ������������ (������) Anoda ( Ni kotor) : ������������ (������) → ������������2+(������������) + 2������ Logam nikel yang kotor pada anoda di oksidasi menjadi ion Ni2+. Kemudian, ionNi2+ pada katoda di reduksi membentuk logam Ni dan bergabung dengan katoda yang merupakan logam murni. Kation Ni2+di anoda bergerak ke daerah katoda menggantikan kation yang di reduksi. Untuk mendapatkan logam nikel murni (di katoda) harus ada penyaringan sehingga kotoran (tanah, pasir dan lain-lain) hanya berada dianoda dan tidak berpindah ke katoda sehingga daerah di katoda merupakan daerah yang bersih. H. Penilaian Diri Selanjutnya kalian harus mengisi tabel penilaian diri untuk mengukur tingkat keberhasilan diri kalian dalam penguasaan materi tentang sel elektrolisis. Tabel Penilaian Diri No Pertanyaan Ya Tidak 1. Dapatkah kalian menentukan reaksi pada katoda? 2. Dapatkah kalian menentukan reaksi pada anoda? 3. Dapatkah kalian menuliskan reaksi redoks dari selelektrokimia? 4. Dapatkah kalian menentukan zat elektrolit yang bisa digunakan untuk mendapatkan logam tertentu dari sel elektrolisis? 5. Dapatkah kalian menentukan elektroda yang tepatuntuk mendapatkan logam tertentu dari sel elektrolisis? Jika menjawab “Tidak” pada salah satu pertanyaan di atas, maka pelajarilah kembali materi tersebut sehingga kalian betul-betul dapat menguasai materi. Jangan putus asa untuk mengulang lagi!. Dan apabila kalian menjawab “Ya” pada semua pertanyaan, maka lanjutkan pada kegiatan belajar berikutnya. 34 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

I. Latihan Soal A. Pilihan Ganda 1. Pernyataan yang tepat tentang pembuatan logam alkali secara elektrolisis adalah… A. dibuat dari elektrolisis lelehan garam kloridanya B. digunakan katode karbon dan anode dari besi C. ion logam alkali yang terbentuk berupa zat padat di anode D. reduksi ion logam alkali terjadi di anode E. logam alkali yang terbentuk berupa zat padat di anode 2. Pada elektrolisis larutan tembaga (II) sulfat dengan elektrode tembaga, di anode terjadi reaksi… A. Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s) B. Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e C. 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + OH- (aq) D. 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e E. SO42- (aq) +H2O (l) → H2SO4 (aq) 3. Pada elektrolisis cairan MgCl2, pada katode dan anode berturut dibebaskan … A. H2 dan Cl2 B. H2 dan O2 C. Mg dan Cl2 D. Mg dan H2 E. Mg dan O2 4. Sabun adalah suatu senyawa yang dihasilkan dari reaksi safonifikasi (reaksi penyabunan). Reaksi saponifikasi merupakan reaksi hidrolisis lemak/minyak dengan menggunakan basa kuat seperti NaOH atau KOH. Reaksi safonifikasi sebagai berikut: Di dalam sabun terdapat struktur bipolar, bagian kepala bersifat hidrofilik dan bagian ekor bersifat hidrofobik. 35 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Prinsip kerja saat sabun digunakan adalah A. menaikkan tegangan permukaan air hingga bagian ekor akan mudah bereaksi/mengikat air B. menetralkan muatan dari kotoran C. bagian ekor dari sabun akan menarik air hingga kotoran mudah lepas D. mengendapkan kotoran E. bagian kepala dari sabun mengikat air, hingga noda terangkat membentuk misel yang tidak mudah mengendap. 5. Pada elektrolisis lelehan MgCl2 dengan elektrode grafit di katode akan dihasilkan? A. Gas klorin B. Gas Hidrogen C. Larutan Mg(OH)2 D. Logam Mg E. Gas oksigen 6. Perhatikan proses elektrolisis berikut 1) Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda C. 2) Elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda Pt. 3) elektrolisis leburan KI dengan elektroda Pb. 4) elektrolisis larutan K2SO4 dengan elektroda C. Pasangan yang menghasilkan gas O2 di anoda ditunjukkan oleh nomor... A. 1 Dan 2 B. 1 dan 3 C. 1 dan 4 D. 2 dan 3 E. 2 dan 4 7. Diketahui reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda dari suatu elektrolisis sebagai berikut: Katoda : Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) Anoda : 2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e– 36 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Gambar sel elektrolisis yang menunjukkan reaksi tersebut adalah ... 8. Diketahui sel elektrolisis menggunakan elekrolit berikut 1) Larutan CaCl2 dengan elektroda C. 2) Larutan Na2SO4 dengan elektroda C. 3) Leburan AlCl3 dengan elektroda C. 4) Larutan CuSO4 dengan elektroda Pt Pasangan reaksi yang menghasilkan gas H2 di katoda tunjukkan oleh nomor. A. 1 dan 2 B. 1 dan 3 C. 2 dan 3 D. 2 dan 4 E. 3 dan 4 9. Berikut beberapa penerapan sel elektrokimia: 1) Penyepuhan 2) Baterai kering 3) Pemurnian logam 4) Baterai litium 5) Aki Penerapan sel elektrolisis ditunjukkan oleh nomor … A. 1 dan 2 B. 2 dan 3 37 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

C. 3 dan 4 D. 1 dan 3 E. 2 dan 5 10. Agar tidak cepat berkarat, kunci pintu yang terbuat dari besi dilapisi dengan logam tembaga melalui proses penyepuhan. Proses penyepuhan kunci pintu besi dengan logam tembaga dapat dilakukan dengan menggunakan sel elektrolisis seperti tampak pada gambar berikut ini. Berdasarkan gambar tersebut, kesimpulan yang benar tentang proses elektrolisis yang terjadi pada katoda pada penyepuhan kunci pintu dari besi adalah A. Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e– B. Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e– C. Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) D. 2H2O(aq) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) E. 2H2O(aq) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– B. Essay 1. Apakah yang dimaksud dengan elektrolisis ? 2. Sebutkan kation-kation logam yang dapat dan tidak dapat direduksi di katode ! 3. Bagaimana cara memurnikan logam tembaga? a. Tentukan larutan yang digunakan. b. Tentukan katode dan anodenya 4. Pada penyepuhan logam besi dengan perak dilakukan elektrolisis selama 2 jam dengan arus 10 A. Jika larutan yang digunakan AgNO3 (Ar Ag = 108) maka massa perak yang mengendap adalah …. 5. Tuliskan reaksi elektrolisis dengan elektroda grafit dari : a. Al2O3 b. MgCl2 38 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

J. Kunci Jawaban A. Pilihan Ganda 1. A 6. E 2. B 7. D 3. C 8. A 4. E 9. D 5. B 10. C B. Essay 1. Elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, jika sel volta berguna untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik, maka sel elektrolisis berguna untuk mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Intinya elektrolisis merupakan suatu proses untuk melangsungkan reaksi redoks yang tidak berlangsung spontan dengan menggunakan rangkaian listrik. 2. Kation-kation logam • Tidak dapat direduksi : Kation logam golongan I,II A, Al3+, Mn2+, dll • dapat direduksi : Kation logam Sn, Pb, Bi dan logam golongan transisi seperti Cr, Ni, Co, Cu, Ag, Hg dan banyak lagi. 3. Pemurnian logam merupakan salah satu aplikasi dari sel elektrolisis. Logam transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagai anode dan logam murninya di katode. Elektrolit yang digunakan adalah elektrolit yang mengandung kation logam yang dimurnikan. Pada logam tembaga: • larutan yang digunakan CuSO4 (mengandung kation tembaga) • katodenya adalah logam tembaga murni, sedangkan pada anode digunakan logam tembaga yang kotor. Reaksinya sebagai berikut: Jadi, larutan yang digunakan adalah CuSO4, katodenya Cu murni, dan anodenya Cu yang kotor. 39 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

4. Reaksi Pengendapan Ag : Ag⁺ + e⁻ → Ag n e⁻ : n Ag = 1 : 1 n e⁻ = n Ag n e⁻ = ������ ������ 96500 n e⁻ = 10×7200 96500 n e⁻ = 0,746 ������������������ n Ag = n e⁻ = 0,746 mol massa = n × Ar massa = 0,746 mol × 108 massa = 80,58 gram Jadi massa endapan Ag adalah 80,58 gram 5. Reaksi elektrolisis a. Lelehan Al₂O₃ (aluminium oksida) Al₂O₃(l) → 2Al³⁺(aq) + 3O²⁻(aq) Katoda : Al³⁺(aq) + 3e → Al(s) (×4) Anoda : 2O²⁻(aq) → O₂(g) + 4e (×3) ---------------------------------------------------------+ Redoks : 4Al³⁺(aq) + 6O²⁻(aq) → 4Al(s) + 3O₂(g) b. Lelehan MgCl2 MgCl2→Mg2+ + 2Cl- Katoda : Mg2+ (l)+2e- →Mg (s) Anoda : 2Cl- (l) →Cl2 (g) + 2e- ---------------------------------------------------------+ Redoks : Mg2+ (l) + 2Cl- (l) →Mg (s)+ Cl2 (g) 40 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

KEGIATAN PEMBELAJARAN 3 HUKUM FARADAY A. Tujuan Pembelajaran Setelah kegiatan pembelajaran 3 ini diharapkan kalian bisa menghitung besaran- besaran terkait sel elektrolisis serta mampu menerapkan hukum faraday untuk elektrolisis dan larutan elektrolit B. Uraian Materi Aspek kuantitatif dari elektrolisis dirumuskan oleh Michael Faraday, seorang ahli kimia dan fisika dari Inggris, dalam dua hukum elektrolisis Faraday. Hukum-hukum elektrolisis Faraday menyatakan hubungan antara massa zat yang dihasilkan di elektrode dengan muatan listrik yang disuplai pada elektrolisis. Michael Faraday (1791 – 1867), selain mengembangkan metode elektrolisis, juga menerangkan hubungan kuantitatif antara jumlah arus listrik yang dilewatkan pada sel elektrolisis dengan jumlah zat yang dihasilkan pada elektode. Pada zaman Faraday, para ahli kimia memakai konsep berat ekivalen dalam perhitungan stoikiometri. Berdasarkan kenyataan bahwa dalam pembentukan air setiap 1 gram hidrogen selalu bereaksi dengan 8 gram oksigen, maka berat ekivalen (e) suatu unsur didefinisikan sebagai jumlah gram unsur tersebut yang tepat bereaksi dengan 1 gram hidrogen atau dengan 8 gram oksigen. Dengan sendirinya hidrogen memiliki harga e = 1 dan oksigen memiliki harga e = 8. Harga e dari unsur-unsur lain dapat ditentukan. Sebagai contoh, aluminium sebanyak 9 gram dapat bereaksi dengan 8 gram oksigen untuk membentuk aluminium oksida, sehingga aluminium memiliki e = 9. Demikian pula, 35,5 gram klorin tepat bereaksi dengan 1 gram hidrogen untuk membentuk hidrogen klorida, sehingga klorin memiliki e = 35,5. Melalui eksperimen, Faraday merumuskan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis, yang kini dapat dikenal sebagai Hukum Faraday berikut ini : • Jumlah zat yang dihasilkan pada elektode berbanding lurus dengan jumlah arus listrik yang melalui sel elektrolisis. • Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat zat yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat-zat tersebut. 41 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Perlu diketahui bahwa pada zaman Faraday elektron belum dikenal, sebab elektron baru ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1897. Kini berat ekivalen (e) suatu unsur dihitung berdasarkan jumlah elektron. Aspek kuantitatif dari sel elektrolisis meliputi massa zat hasil, volume gas hasil, jumlah mol elekron, kuat arus, waktu elektrolisis. Dalam hal ini hukum Faraday dinyatakan dalam 2 hukum, yaitu hukum Faraday I dan hukum Faraday II. C. Hukum I Faraday Hukum ini menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan atau dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa ekivalen zat tersebut. Dari bunyi hukum di atas dapat dilihat bahwa massa produk yang disimbolkan dengan W, diendapkan atau dilarutkan pada elektroda akan semakin banyak. Bertambah banyaknya jumlah massa itu beriringan dengan peningkatan pada muatan listrik yang disimbolkan dengan Q yang digunakan. Hukum Faraday I dinyatakan dalam rumusan : W= ������ ������ ������ ������ ������ ������ Keterangan W = massa zat yang dihasilkan (gram) e = massa ekuivalen i = kuat arus (ampere) t = waktu (secon). F = tetapan Faraday = 96.500 Coulomb/mol Q=ixt Dari rumusan dapat diuraikan sebagai berikut : ������ = ������ ������ ������ ������ ������ Dari rumusan di atas dapat diuraikan sebagai berikut: ������ = jumlah mol elektron ������ ������ ������ ������ = jumlah Faraday ������ Dalam konsep stoikiometri reaksi dapat juga diartikan bahwa : Jumlah Faraday = jumlah mol elektron 42 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Massa ekivalen (e) adalah massa zat yang secara stoikiometri setara dengan 1 mol elektron. Massa ekivalen dinyatakan dalam rumus : e = ������������ ������ Dimana, e = massa ekivalen Ar = Massa atom relative n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas Sehingga hukum Faraday dapat ditulis sebagai berikut: W = ������������ x ������ ������ ������ ������ ������ Contoh soal penerapan hukum Faraday 1 1. Tentukan Jumlah faraday untuk mereduksi ion Ca2+ dalam bentuk leburan (Ar Ca= 40) sebanyak 12 gram Diketahui : W = 12 gram Ar Ca = 40 Ditanya : Jumlah Faraday = …..? Jawab : Jumlah Faraday = mol elektron. Dari soal diketahui massa (W) dan Ar spesi yang terlibat dalam reaksi reduksi, maka jumlah Faraday dihitung dari rumus : Jumlah Faraday = ������ ������ Dengan e = ������������ ������ e = 40 2 = 20 gram/mol Sehingga didapat Jumlah Faraday = 12 20 Jadi untuk mereduksi ion Ca2+ (Ar Ca = 40) sebanyak 12 gram adalah 0,6 Faraday. 2. Berapa gram kalsium yang dapat dihasilkan dari elektrolisis lelehan CaCl2 dengan elektroda grafit selama satu jam jika digunakan arus 10 A?(Ar Ca = 40) 3. 43 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Penyelesaian : Diketahui : i = 10 A t = 1 jam = 3.600 s Ditanya : Massa Calsium = ….. ? Jawab : Massa Ca yang dihasilkan dapat dihitung dengan rumus : W = 40 x ������ ������ ������ 2 ������ Setengah reaksi reduksi kalsium pada elektrolisis Ca2+ + 2e- → Ca, n = 2 sehingga : W = 40 x 10 ������ 3.600 2 96500 W = 7,461 Jadi, didapatkan Kalsium sebanyak 7,461 4. Hitunglah volum gas hidrogen pada keadaan STP yang terbentuk dari elektrolisis larutan KBr menggunakan arus 1,93 A selama 5 menit. Diketahui : i = 1,93 A t = 5 menit = 300 s Ditanya : Volume gas hidrogen = …. ? Jawab : Volume gas hidrogen dapat dihitung secara stoikiometri dari reaksi yang menghasilkan gas hidrogen, yaitu pada katoda. Katoda : 2H2O (l) + 2e- → H2 (g) + 2OH- (aq) Karena dari soal diketahui kuat arus (i) dan waktu elektrolisis (t) maka kalian bisa menghitung jumlah mol elektron dulu, kemudian mol elektron diperbandingan dengan mol gas H2. Jumlah mol elektron = ������ ������ ������ = 0,006 mol 96.500 Sesuai perbandingan koefisien reaksi H2 dan elektron didapat ������������������ ������2 = 1 ������������������ ������������������������������������������������ 2 Mol H2 = ½ x mol elektron = ½ x 0,006 = 0,003 mol 44 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Jadi volume gas H2 pada kondisi STP adalah V = mol x 22,4 L/mol = 0,003 x 22,4 = 0,0672 L D. Hukum II Faraday Hukum Faraday II menyatakan bahwa “Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektroda selama elektrolisis (W) berbanding lurus dengan massa ekivalen (e) zat tersebut.” Oleh karena itu, jika beberapa sel elektrolisis disusun secara seri atau arus listrik sama (jumlah muatan listrik yang sama juga), maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan akan sama dengan perbandingan massa ekivalennya masing masing. ������������ = ������������ ������������ ������������ Berikut skema sel elektrolisis yang disusun secara seri Sel 1 Sel 2 Sel 3 Gambar 3. 1 Sel elektrolisis yang disusun secara seri Contoh soal penerapan hukum Faraday II Sejumlah arus listrik alirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4 . Bila logam perak yang diendapkan sebanyak 21, 6 gram, berapa gram logam tembaga yang diendapkan? Diketahui : Ar Ag = 108 Ar Cu = 63,5 W Ag = 21,6 gram Ditanya: W Cu = ? 45 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

Jawab : Dari soal diketahui bahwa terdapat dua buah sel elektrolisis dengan masing masing berisi larutan AgNO3 dan larutan CuSO4. Hubungan massa hasil reaksi kedua sel tersebut adalah ������������������ = ������������������ ������������������ ������������������ Reaksi reduksi Ag+ dari larutan AgNO3 adalah sebagai berikut : Ag+ (aq) + e → Ag(s) dari ini didapat n = 1 eAg = ������������������������ ������ eAg = ������������108 1 = 108 Reaksi reduksi Cu2+ dari larutan CuSO4 adalah sebagai berikut: Cu2+(aq) + 2e → Ag(s) dari ini di dapat n = 2. eCu = ������������������������ ������ eCu = ������������ 63,5 2 = 31,75 Maka untuk menghitung massa Cu yang diendapkan adalah ������ ������������ = ������ ������������ ������ ������������ ������ ������������ ������ ������������ = 31,75 21,6 108 W Cu = 31,75 x 21,6 108 W Cu = 6,35 gram Jadi dari kasus tersebut dihasilkan Cu sebanyak 6,35 gram E. Penilaian Diri Selanjutnya kalian harus mengisi tabel penilaian diri untuk mengukur tingkat keberhasilan diri kalian dalam penguasaan materi tentang Hukum Faraday. Tabel Penilaian Diri No Pertanyaan Ya Tidak 1. Dapatkah kalian menghitung jumlah mol elektron dari suatu sel elektrolisis? 46 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

2. Dapatkah kalian menghitung jumlah massa zat yang diendapkan dari suatu sel elektrolisis? 3. Dapatkah kalian menghitung jumlah volume gas hasil dari suatu sel elektrolisis? 4. Dapatkah kalian menghitung jumlah kuat yang dibutuhkan dari suatu sel elektrolisis? 5. Dapatkah kalian menghitung waktu yang dibutuhkan dari suatu sel elektrolisis? Tabel 3. 1 Penilaian Diri Pembelajaran Materi 3 Jika menjawab “Tidak” pada salah satu pertanyaan di atas, maka pelajarilah kembali materi tersebut sehingga kalian betul-betul dapat menguasai materi. Jangan putus asa untuk mengulang lagi!. Dan apabila kalian menjawab “Ya” pada semua pertanyaan, maka lanjutkan mengerjakan soal evaluasi. F. Latihan Soal A. Pilihan ganda 1. Sumber dari gaya gerak listrik adalah …. A. magnet yang bergerak di sekitar kumparan. B. muatan listrik yang bergerak di sekitar kumparan. C. magnet yang diam di sekitar kumparan. D. dua buah magnet diam di sekitar kumparan. E. interaksi kutub-kutub magnet di sekitar kumparan. 2. Ketika Faraday melakukan percobaan untuk membuktikan apakah medan magnet dapat menimbulkan arus listrik, terjadi fenomena di mana arus listrik muncul ketika magnet dalam kondisi …. A. bergerak. B. jauh dari kumparan. C. diam. D. statis. E. dekat dengan kumparan. 3. Pernyataan yang tepat tentang besar dari gaya gerak listrik induksi adalah …. A. Sebanding dengan besar medan magnet. B. Serbanding terbalik dengan besar medan magnet. 47 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek

C. Sebanding dengan perubahan fluks magnet dan berbanding terbalik dengan banyak lilitan kumparan. D. Berbanding terbalik dengan perubahan fluks magnet dan banyak lilitan kumparan. E. Sebanding dengan perubahan fluks magnet dan banyak lilitan kumparan. 4. Berapa gram kalsium yang dapat dihasilkan dari elektrolisis lelehan CaCl2 dengan elektroda grafit selama satu jam jika digunakan arus 10 A? (Ar Ca = 40) A. 7,461 g B. 6,454 g C. 4,525 g D. 8,343 g E. 9,234 g 5. Sejumlah arus dapat mengendapkan 1, 56 gram perak dari larutan AgNO3. Jika arus yang sama dialirkan selama selang waktu yang sama ke dalam lelehan AlCl3, berapa gram aluminium yang dapat diendapkan? (Ar Ag = 108; Al = 27) A. 0,13 g B. 0,55 g C. 0,84 g D. 0,5 g E. 0,9 g 6. Hitunglah volum gas hidrogen pada keadaan STP yang terbentuk dari elektrolisis larutan KBr menggunakan arus 1,93 A selama 5 menit. A. 0,0672 l B. 0,1218 l C. 0,1812 l D. 1,4522 l E. 1,2245 l 7. Pada elektrolisis dengan elektroda karbon dihasilkan endapan Cu sebanyak 12,7 gram dengan arus listrik yang digunakan sebesar 4 A. Berapa lama waktu yang diperlukan untuk elektrolisis tersebut? A. 9560 detik B. 9650 detik C. 1001 detik 48 e – Modul Digital Elektrokimia & Elektrolisis Berbasis Proyek