Elektrokimia 

Elektrokimia  mempelajari  hubungan antara  reaksi  kimia  dan aliran  listrik.  Reaksi  yang dimaksud 

adalah reaksi  yang melibatkan adanya pelepasan dan penerimaan elektron atau yang kita  kenal 

dengan   reaksi oksidasi dan reduksi atau   reaksi   redoks.   Reaksi   oksidasi   merupakan   reaksi   yang 

disertai dengan pelepasan elektron.

Contoh : 

 Zn(s)   Zn2+(aq) + 2e-

 

Reaksi reduksi merupakan reaksi yang disertai dengan penerimaan elektron.

Contoh : 

Cu2+(aq) +  2e-     Cu(s) 

Reaksi oksidasi selalu disertai dengan reaksi reduksi. Oleh karena itu reaksi ini sering disebut sebagai 

reaksi redoks.

 

Sel Elektrokimia 

Sel  elektrokimia  merupakan  suatu  alat  yang   terdiri  dari   sepasang  elektroda  yang  dicelupkan  ke 

dalam suatu larutan atau lelehan ionis dan dihubungkan dengan konduktor logam pada rangkaian 

luar. Sel elektrokimia dapat berupa sel galvani maupun sel elektrolisis.

Sel Galvani 

Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan 

oleh   terjadinya   reaksi   redoks   yang   spontan.   Contoh   sel   galvani   adalah   sel  Daniell   yang 

gambarnya  dapat   dilihat  pada   gambar   1.   Jika   kedua   elektrodanya  dihubungkan  dengan 

sirkuit   luar,   dihasilkan   arus   litrik   yang   dapat   dibuktikan   dengan  meyimpangnya   jarum 

galvanometer  yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.

 

Gambar 1. Sel Daniell 

Sel Daniell sering pula dimodifikasi seperti yang terlihat pada gambar 2. Kedua setengah sel 

dihubungkan dengan jembatan garam

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                           Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam

 

Ketika   sel   Daniell   digunakan   sebagai   sumber   listrik   terjadi   perubahan   dari   Zn  menjadi 

Zn2+ yang larut

 

            Zn(s)   Zn2+(aq) + 2e-             (reaksi oksidasi)

 

Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah reaksi. Di 

sisi   lain,  elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari 

Cu2+ dalam larutan.

 

            Cu2+(aq) +  2e-     Cu(s)         (reaksi reduksi)

 

Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai katoda.

Ketika sel  Daniell   “disetting”,   terjadi  arus  elektron dari  elektroda seng  (Zn)  ke elektroda 

tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif 

dan logam  tembaga sebagai kutub positif.  Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel 

tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion 

Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion 

SO42-yang ada).

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

 

Zn(s) +  Cu2+(aq)    Zn2+(aq) + Cu(s)

 

Reaksi   tersebut   merupakan   reaksi   redoks   yang   spontan   yang   dapat   digunakan   untuk 

memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

Dapatkah sel Daniell dijadikan sebagai sel elektrolisis ?

Sel elektrolisis 

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. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari 

luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda Pt

 

 

Gambar 2. Elektrolisis lelehan NaCl

 

         Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif Power Supply – DC akan menjadi kutub 

negatif  sel  dan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif  power  supply  akan menjadi 

kutub positif dari sel. Ion-ion Na+ akan bergerak menuju kutub negatif dan pada elektroda tersebut 

terjadi reaksi :

       

Na+  +   e-   Na           (reduksi)

 

Ion-ion Cl- bergerak menuju elektroda positif dan pada elektroda tersebut terjadi reaksi:

        

2Cl-    Cl2  +   2e-         (oksidasi)

 

Karena pada elektroda negatif terjadi reaksi reduksi maka elektroda tersebut  merupakan katoda. 

Pada   elektroda   positif   terjadi   reaksi   oksidasi.  Oleh   karena   itu   elektroda   tersebut  merupakan 

anoda.

 

 Notasi sel dan reaksi sel 

Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi tersebut meliputi jenis 

elektroda,   jenis  elektrolit   yang  kontak  dengan  elektroda   tersebut   termasuk  konsentrasi   ion-

ionnya, anoda dan katodanya serta pereaksi dan hasil reaksi setiap setengah-sel.

Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan setengah sel katoda. Satu garis 

vertikal   menggambarkan   batas   fasa.   Garis   vertikal   putus-putus   sering   digunakan   untuk 

menyatakan batas antara dua cairan yang misibel. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama 

dipisahkan dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk menyatakan adanya 

jembatan   garam.  Untuk   larutan,   konsentrasinya   dinyatakan   di   dalam   tanda   kurung   setelah 

penulisan rumus kimianya. Sebagai contoh:

 

Zn(s)Zn2+(1,00 m)  Cu2+(1,00 m) Cu(s)

 

Zn(s)Zn2+(1,00 m)   Cu2+(1,00 m) Cu(s)

 

PtFe2+, Fe3+ H+H2Pt

 

Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah anoda, 

maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis 

berikutnya   (elektroda  kanan)  adalah  katoda  maka   reaksi   yang   terjadi  pada  elektroda  kanan 

adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi : 

Zn(s)Zn2+(1,00 m)  Cu2+(1,00 m) Cu(s)  reaksinya adalah: 

Zn(s)   Zn2+(aq) + 2e-                                     (reaksi oksidasi)

Cu2+(aq)   +  2e-     Cu(s)                     +         (reaksi 

reduksi)   

Zn(s) +  Cu2+(aq)    Zn2+(aq) + Cu(s)          (reaksi keseluruhan)

 

 

 

EMF dan Pengukurannya

Sel seperti Sel Daniell,  dapat dibuat berprilaku reversibel dengan cara mengimbangi potensialnya 

dengan suatu potensial eksternal sehingga tidak ada aliran arus. Saat potensial listrik tersebut benar-

benar diimbang, sel tersebut bereaksi reversibel dan potensialnya dirujuk sebagai elektrokimia force 

(EMF). Hal ini bisa dilakukan dengan menggunakan suatu potensiometer.

Pengukuran emf

Emf dari suatu sel dapat diukur dengan menggunakan potensiometer. Emf sel galvani dapat diukur 

secara akurat dengan menggunakan potensiometer.  Rangkaian potensiometer dapat dilihat pada 

gambar dibawah.

 Gambar 3

Rangkaian Potensiometer

 

Karena emf merupakan beda potensial sel saat sel tersebut bereaksi reversibel dan reaksi  reversibel 

dapat dicapai saat arus yang lewat sama dengan nol, maka arus listrik yang keluar dari sel harus 

diimbangi oleh arus dari sel kerja yang mempunyai emf yang lebih besar dari emf sel yang akan 

diukur.   Jadi  kutub  harus  dipasang  berlawanan  dengan  kutub-kutub   listrik  dari   luar   seperti  yang 

terlihat pada gambar.

Sel kerja dihubungkan dengan kawat yang homogen (BC) yang mempunyai tahanan yang tinggi, sel 

yang akan diukur, Sx dihubungkan dengan B dan galvanometer G. Kontak peluncur (tanda panah) 

digeser sedemikian rupa sampai galvanometer menunjukkan tak ada arus yang mengalir, misal di 

titik D. Pada titik ini, potensial dari sel kerja sepanjang BD diimbangi dengan tepat oleh emf dari sel 

X,   Ex.   Dengan  mengetahui   kuat   arus   yang  mengalir   (diukur   dengan   ammeter   di   titik  A),   dan 

tahanan jenis () serta luas penampang kawat tahanan BC maka emf sel X dapat dihitung melalui 

persamaan :

Akan tetapi cara tersebut hampir tidak pernah dilakukan karena   dan terutam A tidak diketahui. 

Cara   yang   biasa   dilakukan   adalah   untuk   mengkalibrasi   kawat   tahanan   BC   menggunakan sel 

standar yang sudah diketahui emfnya. Caranya sama seperti tadi, tapi sel yang digunakan bukan sel X 

melainkan sel standar. Misalkan diperoleh jarak saat tidak ada arus mengalir ke dalam sel standar 

adalah BE’  yang sesuai  dengan Esel standar= .  Kita   jangan mengubah-ubah  lagi  kuat  arus  ke 

dalam sel standar dari DC-PS, lalu kita ganti sel standar dengan sel X dengan cara yang sama ukur 

jarak kawat tahanan saat tak ada arus melalui  sel  X, misal  jarak yang diperoleh adalah BF, yang 

sesuai dengan Esel X, karena I dari DC-PS sama ketika digunakan saat mengukur Esel X dan Esel standar, 

maka :

 

Karena  , dan kawatnya homogen (  ), maka :

Emf dan potensial elektroda 

 

Berdasarkan konvensi IUPAC, emf sel didefinisikan sebagai 

         E = Ekanan – Ekiri 

dengan   E   potensial   sel,   Ekanan potensial   elektroda   sebelah   kanan(dalam   bentuk   reduksi), 

Ekiri  potensial elektroda (reduksi) untuk elektroda sebelah kiri seperti yang tercantum dalam 

notasi selnya.

Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah kiri merupakan 

anoda maka emf sel dapat dituliskan sebagai : 

         E= Ekatoda – E Anoda

Jenis-jenis elektroda reversible 

Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda terdapat semua pereaksi 

dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda. Contoh elektroda reversibel adalah logam Zn 

yang  dicelupkan  ke  dalam  larutan  yang  mengandung  Zn2+ (misalnya  dari   larutan  ZnSO4). 

Ketika elektron keluar dari elektroda ini, setengah reaksi yang terjadi adalah :  

   Zn(s)   Zn2+(aq) + 2e 

dan sebaliknya jika elektron masuk ke dalam elektroda ini terjadi reaksi yang sebaliknya: 

 Zn2+(aq) + 2e-   Zn(s)  

Tetapi  jika elektroda Zn tersebut dicelupkan ke dalam larutan KCl,  tidak dapat terbentuk 

elektroda yang reversibel karena saat ada elektron keluar dari elektroda ini terjadi setengah-

reaksi : 

  Zn(s)   Zn2+(aq) + 2e-

 

akan   tetapi   saat   ada   elektron   yang  masuk   ke  dalam  elektroda   ini,   yang   terjadi   adalah 

setengah-reaksi : 

2H2O + 2e-   H2 +  2OH-, 

dan bukan reaksi : 

Zn2+(aq) + 2e-   Zn(s) , 

karena  larutan yang digunakan tidak mengandung Zn2+.   Jadi  dalam hal  ini  kereversibelan 

memerlukan adanya Zn2+ yang cukup dalam larutan di sekitar elektroda Zn.

  

Elektroda logam-ion logam 

Pada elektroda ini logam L ada dalam kesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+. 

Setengah reaksinya ditulis:

         Lz+ + ze-  L

 Contoh dari elektroda ini diantaranya Cu2+Cu;   Zn2+Zn,   Ag+Ag,   Pb2+Pb. Logam-logam yang 

dapat mengalami reaksi lain dari reaksi setengah-sel yang diharapkan) tidak dapat digunakan. 

Jadi   logam-logam yang  dapat  bereaksi  dengan  pelarut  tidak  dapat  digunakan.   Logam-logam 

golongan IA dan IIA seperti Na dan Ca dapat bereaksi dengan air, oleh karena itu tidak dapat 

digunakan. Seng dapat bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu 

diaerasi dengan N2 atau He untuk mencegah oksidasi logam dengan oksigen yang larut.

Elektroda amalgam 

Amalgam adalah larutan dari logam dengan cairan Hg. Pada elektroda ini amalgam dari logam L 

berkesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+, dengan reaksi :

Lz+ + ze-  L(Hg)

Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi elektroda. Logam aktif seperti Na, 

K, Ca dan sebagainya biasa digunakan dalam elektroda amalgam.

Elektroda logam-garamnya yang tak larut

 

Pada   elektrtoda   ini   logam  L   kontak   dengan   garamnya   yang   sangat   sukar   larut   (L+X-)  dan 

dengan larutannya yang jenuh dengan garam tersebut serta mengandung garam yang larut (atau 

asam)   yang   mengandung   Xz-.   Contoh   dari   elektroda   ini   adalah  elektroda   perak-perak 

klorida, elektroda kalomel, dan elektroda timbal-timbal sulfat.

Elektroda Perak-Perak klorida

Pada elektroda ini, logam perak kontak dengan padatan perak klorida yang merupakan garam 

yang sangat sukar larut. Keseluruhannya dicelupkan ke dalam larutan kalium klorida (KCl) yang 

mana konsentrasi ion Cl- = 1 m. Bentuk elektrodanya nampak seperti  pada gambar berikut :

                                 Gambar 5.  Elektroda Perak-perak klorida

 

Elektroda ini direpresentasikan dengan :

AgAgCl (s)Cl- (1m)

 

Jika kita set elektroda ini dengan elektroda hidrogen memberikan :

 

Pt, H2 (1 bar) H+ (1 m) Cl- (1m)  AgCl (s)Ag

 

Pada 25oC memberikan emf 0,22233 Volt.

Reaksi elektrodanya :

Reaksi keseluruhannya :

Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl adalah 0,22233 Volt.

 

Elektroda Kalomel 

Pada elektroda ini, raksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I) klorida,

Hg2Cl2 (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1 m atau KCl jenuh.

 

                                             Gambar 6. Elektroda Kalomel

 

Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.

Pt, H2 (1 bar) H+  Cl-  Hg2Cl2(s)Hg

Reaksi elektroda :

Reaksi keseluruhan : 

Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo = 0,337 V)

Jika digunakan KCl jenuh pada 250C memberikan E = 0,2412 V.

 

lektroda gas 

Pada elektroda gas, gas berkesetimbangan dengan ionnya dalam larutan. Contoh dari elektroda 

ini adalah elektroda hidrogen dan elektroda klor.

Elektroda Hidrogen

 

 

Faktor2 yang Mempengaruhi Korosi dan Penanggulangannya. Aplikasi lain dari prinsip elektrokimia adalah  pemahaman  terhadap  gejala  korosi  pada   logam dan  pengendaliannya.  Berdasarkan  data potensial   reduksi   standar,   diketahui   bahwa   logam-logam   selain   emas   umumnya   terkorosi (teroksidasi menjadi oksidanya).

1. Definisi Korosi

Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan yang lembap (mengandung uap air)  dan diinduksi  oleh adanya gas O2,  CO2,  atau H2S. Korosi dapat juga terjadi akibat suhu tinggi. Korosi pada logam dapat juga dipandang sebagai proses pengembalian logam ke keadaan asalnya, yaitu bijih logam. Misalnya, korosi pada besi menjadi besi oksida atau besi karbonat.

4Fe(s) + 3O2(g) + 2nH2O(l) ⎯⎯→ 2Fe2O3.nH2O(s)

Fe(s) + CO2(g) + H2O(l) ⎯⎯→ Fe2CO3(s) + H2(g)

Oleh   karena   korosi   dapat   mengubah   struktur   dan   sifat-sifat   logam   maka   korosi   cenderung merugikan. Diperkirakan sekitar 20% logam rusak akibat terkorosi pada setiap tahunnya. Logam yang terkorosi  disebabkan karena  logam tersebut mudah teroksidasi.  Menurut  tabel  potensial  reduksi standar, selain logam emas umumnya logam-logam memiliki potensial reduksi standar lebih rendah dari  oksigen.   Jika   setengah   reaksi   reduksi   logam dibalikkan   (reaksi  oksidasi   logam)  digabungkan dengan setengah reaksi  reduksi  gas O2 maka akan dihasilkan nilai  potensial  sel,  Esel  positif.  Jadi, hampir semua logam dapat bereaksi dengan gas O2 secara spontan. Beberapa contoh logam yang dapat dioksidasi oleh oksigen ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut.

4Fe(s) + O2(g) + 2nH2O(l) ⎯⎯→ 2Fe2O3.nH2O(s) Esel = 0,95 V

Zn(s) + O2(g) + 2H2O(l) ⎯⎯→ Zn(OH)4(s) Esel = 0,60 V

2. Mekanisme Korosi pada Besi

Oleh karena besi  merupakan bahan utama untuk berbagai  konstruksi  maka pengendalian  korosi menjadi   sangat  penting.  Untuk  dapat  mengendalikan  korosi   tentu  harus  memahami  bagaimana mekanisme korosi pada besi. Korosi tergolong proses elektrokimia, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.12.

Gambar 2.12 Proses korosi pada besi

Besi memiliki permukaan tidak halus akibat komposisi yang tidak sempurna, juga akibat perbedaan tegangan permukaan yang menimbulkan potensial  pada daerah tertentu  lebih tinggi  dari  daerah lainnya. Pada daerah anodik (daerah permukaan yang bersentuhan dengan air)  terjadi pelarutan atom-atom besi disertai pelepasan elektron membentuk ion Fe2+ yang larut dalam air.

Fe(s) ⎯⎯→ Fe2+(aq) + 2e–

Elektron yang dilepaskan mengalir melalui besi, sebagaimana elektron mengalir melalui rangkaian luar pada sel volta menuju daerah katodik hingga terjadi reduksi gas oksigen dari udara:

O2(g) + 2H2O(g) + 2e– ⎯⎯→ 4OH–(aq)

Ion   Fe2+ yang   larut   dalam   tetesan   air   bergerak   menuju   daerah   katodik,   sebagaimana   ion-ion melewati jembatan garam dalam sel volta dan bereaksi  dengan ion-ion OH–membentuk Fe(OH)2. Fe(OH)2 yang terbentuk dioksidasi oleh oksigen membentuk karat.

Fe2+(aq) + 4OH–(aq) ⎯⎯→ Fe(OH)2(s)

2Fe(OH)2(s) + O2(g) ⎯⎯→ Fe2O3.nH2O(s)

Reaksi keseluruhan pada korosi besi adalah sebagai berikut (lihat mekanisme pada Gambar 2.13):

4Fe(s)   +   3O2(g)   +   n   H2O(l)  ⎯⎯→  2Fe2O3.nH2O(s)Karat

Gambar 2.13 Mekanisme korosi pada besi

Akibat adanya migrasi  ion dan elektron, karat sering terbentuk pada daerah yang agak jauh dari permukaan besi yang terkorosi (lubang). Warna pada karat beragam mulai dari warna kuning hingga cokelat merah bahkan sampai berwarna hitam. Warna ini bergantung pada jumlah molekul H2O yang terikat pada karat.

3. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Korosi

Berdasarkan pengetahuan tentang mekanisme korosi, Anda tentu dapat menyimpulkan faktor-faktor apa yang menyebabkan terbentuknya korosi pada logam sehingga korosi dapat dihindari. Setelah dibiarkan beberapa hari, logam besi (paku) akan terkorosi yang dibuktikan oleh terbentuknya karat (karat adalah produk dari peristiwa korosi). Korosi dapat terjadi jika ada udara (khususnya gas O2) dan air. Jika hanya ada air atau gas O2 saja, korosi tidak terjadi.

Adanya garam terlarut dalam air akan mempercepat proses korosi. Hal ini disebabkan dalam larutan garam   terdapat   ion-ion   yang   membantu   mempercepat   hantaran   ion-ion   Fe2+ hasil   oksidasi. Kekerasan karat meningkat dengan cepat oleh adanya garam sebab kelarutan garam meningkatkan daya   hantar   ion-ion   oleh   larutan   sehingga   mempercepat   proses   korosi.   Ion-ion   klorida   juga membentuk  senyawa kompleks  yang stabil  dengan  ion Fe3+.  Faktor   ini   cenderung  meningkatkan kelarutan besi sehingga dapat mempercepat korosi.

4. Pengendalian Korosi

Korosi logam tidak dapat dicegah, tetapi dapat dikendalikan seminimal mungkin. Ada tiga metode umum untuk mengendalikan korosi, yaitu pelapisan (coating), proteksi katodik, dan penambahan zat inhibitor korosi.

a. Pengendalian Korosi dengan Metode Pelapisan (Coating)

Metode pelapisan atau coating adalah suatu upaya mengendalikan korosi dengan menerapkan suatu lapisan   pada   permukaan   logam   besi.   Misalnya,   dengan   pengecatan   atau   penyepuhan   logam. Penyepuhan   besi   biasanya   menggunakan   logam   krom   atau   timah.   Kedua   logam   ini   dapat membentuk   lapisan   oksida   yang   tahan   terhadap   karat   (pasivasi)   sehingga   besi   terlindung   dari korosi. Pasivasi adalah pembentukan lapisan film permukaan dari oksida logam hasil oksidasi yang tahan terhadap korosi sehingga dapat mencegah korosi  lebih  lanjut.  Logam seng juga digunakan untuk melapisi besi (galvanisir), tetapi seng tidak membentuk lapisan oksida seperti pada krom atau timah, melainkan berkorban demi besi. Seng adalah logam yang lebih reaktif dari besi, seperti dapat dilihat dari potensial setengah reaksi oksidasinya:

Zn(s)⎯⎯→Zn2+(aq) + 2e– Eo= –0,44 V

Fe(s)⎯⎯→Fe2+(g) + 2e– Eo= –0,76 V

Oleh karena itu, seng akan terkorosi terlebih dahulu daripada besi. Jika pelapis seng habis maka besi akan terkorosi bahkan lebih cepat dari keadaan normal (tanpa seng). Paduan logam juga merupakan metode untuk mengendalikan korosi. Baja stainless steel terdiri atas baja karbon yang mengandung 

sejumlah kecil krom dan nikel. Kedua logam tersebut membentuk lapisan oksida yang mengubah potensial reduksi baja menyerupai sifat logam mulia sehingga tidak terkorosi.

b. Pengendalian Korosi dengan Proteksi Katodik

Proteksi   katodik   adalah  metode   yang   sering   diterapkan  untuk  mengendalikan   korosi   besi   yang dipendam dalam tanah,  seperti pipa  ledeng,  pipa pertamina,  dan tanki  penyimpan BBM. Logam reaktif   seperti  magnesium   dihubungkan   dengan   pipa   besi.   Oleh   karena   logam  Mg  merupakan reduktor yang lebih reaktif dari  besi,  Mg akan teroksidasi  terlebih dahulu. Jika semua logam Mg sudah menjadi oksida maka besi akan terkorosi. Proteksi katodik ditunjukkan pada Gambar 2.14.

Gambar 2.14 Proses katodik dengan menggunakan logam Mg.

Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut.

Anode : 2Mg(s) ⎯⎯→ 2Mg2+(aq) + 4e–

Katode : O2(g) + 2H2O (l) + 4e– ⎯⎯→ 4OH–(aq)

Reaksi : 2Mg(s) + O2(g) + 2H2O ⎯⎯→ 2Mg(OH)2(s)

Oleh sebab itu, logam magnesium harus selalu diganti dengan yang baru dan selalu diperiksa agar jangan sampai habis karena berubah menjadi hidroksidanya.

c. Pengendalian Korosi dengan Penambahan Inhibitor

Inhibitor adalah zat kimia yang ditambahkan ke dalam suatu lingkungan korosif dengan kadar sangat kecil (ukuran ppm) guna mengendalikan korosi. Inhibitor korosi dapat dikelompokkan berdasarkan mekanisme   pengendaliannya,   yaitu   inhibitor   anodik,   inhibitor   katodik,   inhibitor   campuran,   dan inhibitor teradsorpsi.

1) Inhibitor anodik

Inhibitor   anodik   adalah   senyawa   kimia   yang  mengendalikan   korosi   dengan   cara  menghambat transfer ion-ion logam ke dalam air. Contoh inhibitor anodik yang banyak digunakan adalah senyawa kromat dan senyawa molibdat.

2) Inhibitor katodik

Inhibitor katodik adalah senyawa kimia yang mengendalikan korosi dengan cara menghambat salah satu   tahap   dari   proses   katodik,   misalnya   penangkapan   gas   oksigen   (oxygen   scavenger)   atau pengikatan ion-ion hidrogen. Contoh inhibitor katodik adalah hidrazin, tannin, dan garam sulfit.

3) Inhibitor campuran

Inhibitor campuran mengendalikan korosi dengan cara menghambat proses di katodik dan anodik secara   bersamaan.   Pada   umumnya   inhibitor   komersial   berfungsi   ganda,   yaitu   sebagai   inhibitor katodik dan anodik. Contoh inhibitor jenis ini adalah senyawa silikat, molibdat, dan fosfat.

4) Inhibitor teradsorpsi

Inhibitor   teradsorpsi  umumnya   senyawa organik  yang  dapat  mengisolasi  permukaan   logam dari lingkungan  korosif  dengan  cara  membentuk  film tipis  yang   teradsorpsi  pada  permukaan   logam. Contoh jenis inhibitor ini adalah merkaptobenzotiazol dan 1,3,5,7–tetraaza–adamantane.

Ilmu kimia merupakan salah satu cabang ilmu yang berlandaskan eksperimen, sehingga dalam mempelajarai ilmu kimia selain harus memahami konsep-konsep teoritis juga harus memahami prosedur eksperimen. Konsep teori ilmu kimia muncul dari keteraturan fakta eksperimen. Perkembangan teknologi di berbagai bidang sangat pesat. Salah satunya terkait dengan bidang kimia yaitu elektrokimia. Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang telah banyak memberi sumbangan bagi banyak hal dalam kehidupan manusia, misalnya proses elektrolisis. Elektrolisis merupaka proses yang penting dalam industri, sebab elektrolisis memiliki banyak kegunaan antara lain,  pembentukan unsur-unsur logam yang tidak terdapat bebas di alam, pembuatan gas halogen, pembuatan gas oksigen dan hidrogen, pemurnian logam, dan penyepuhan (Haetami, 2000).

Semua reaksi kimia yang disebabkan oleh energi listrik serta reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik dipelajari dalam bidang elektrokimia. Manusia baru mampu menggunakan kelistrikan sejak Luigi Galvani pada tahun 1791 menemukan bahwa paha kodok yang segar dapat bergetar jika dihubungkan dengan dua macam logam bersambung dengan dan sejak Alessandro Volta berhasil membuat baterai pertama dengan menyusun kepingan perak dan kepingan seng serta kartas yang dibasahi larutan asam. Pada tahun 1807 Sir Humphry Davy berhasil memisahkan logam kalium dari senyawanya. Ia mengalirkan listrik melalui leburan kalium hidroksida. Sejak waktu itu prinsip elektrokimia diterapkan dalam berbagai hal. Prinsip penerapan ini berkaitan dengan sel elektrokimia (Achmad, 1992).

Prinsip penerapan ini berkaitan dengan sel elektrokimia. Secara umum sel elektrokimia dibagi menjadi sel galvani atau sel elektrokimia dan sel elektrolisis. Proses yang terjadi pada sel galvani ialah reaksi kimia berubah menjadi energi listrik, sedangkan di dalam sel elektrolisis sebaliknya, dari energi listrik menjadi energi kimia. Pada sel galvani elektroda

positif menjadi katoda, dan elektroda negatif sebagai anoda, sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, yaitu elektroda negatif sebagai katoda, dan elektroda positif sebagai anoda (Mulyono, 2009).

Untuk meneliti fenomena listrik yang terlibat dalam suatu reaksi dan untuk membuat suatu rangkaian  praktis yang berasal dari perubahan energi listrik menjadi suatu reaksi kimia, maka perlu disiapkan sistem terpisah seperti redoks yang keduanya terhubung oleh kondutor listrik (Flaschka, dkk, 1969).

Reaksi elektrokimia seperti reaksi redoks, dapat digunakan untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Sel elektrokimia adalah alat yang digunakan melangsungkan perubahan di atas. Dalam sebuah sel, energi listrik dihasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerima elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron dinamakan anoda sedangkan elektroda yang menerima elektron dinamakan katoda. Jadi sebuah sel selalu terdiri dari dua bagian atau dua elektroda, setengah reaksi oksidasi akan berlangsung pada anoda dan setengah reaksi reduksi akan berlangsung pada katoda. Dengan kata lain pada sel elektrode kimia, kedua setengah reaksi dipisahkan dengan maksud agar aliran listrik (elektron) yang ditimbulkan dapat dipergunakan. Salah satu faktor yang mencirikan sebuah sel adalah gaya gerak listrik (GGL) atau perbedaan potensial listrik antara anoda dan katoda. Satuan GGL adalah volt. Satuan volt dapat didefenisikan sebagai berikut apabila muatan satu coulomb dilalukan pada perbedaan potensial sebesar 1 volt akan dihasilkan energi sebesar 1 joule (Bird, 1993).

            Penentuan daya gerak listrik suatu sel elektrokimia untuk daerah suhu tertentu memungkinkan untuk mendapatkan besaran termodinamika dari reaksi yang berlangsung dalam sel. Sel elektrokimia mempunyai kepentingan praktis karena dapat memberikan cara untuk mengubah perubahan energi Gibbs dari reaksi kimia menjadi kerja tanpa kerugian mesin kalor dari hukum kedua (Farrington dan Daniels, 1983).

            Besaran termodinamika pada sel elektrokimia seperti energi bebas Gbbs ( ), hanya dapat diukur bila sel bersifat reversible. Sebuah sel akan bersifat reversible bila sel dikenai perbedaan potensial dari luar supaya tidak lagi terjadi reaksi kimia dalam sel. Suatu peningkatan atau penurunan potensial luar yang sangat kecil akan menyebabkan berlangsungnya reaksi dalam sel, tetapi secara keseluruhan masih dapat dianggap berada dalam keadaan reversibel (Bird, 1993).

            Perubahan energi bebas Gibbs untuk reaksi yang berlangsung dalam sel elektrokimia dapat dengan segera dihitung dari daya gerak listrik reversibel. Bila suatu sel dapat diimbangi terhadap daya gerak listrik luar sedemikian rupa sehingga tak ada muatan dari sel yang berlangsung, dan dimisalkan bahwa kuantitas listrik yang sangat kecil dilewatkan pada sel, kerja listrik yang reversibel pada suhu dan tekanan tetap. Kuantitas muatan listrik yang sesuai dengan kuantitas molar dinyatakan dalam persamaan kimia yaitu, zF. z adalah jumlah muatan untuk reaksi sel, dan F ialah tetapan Faraday (96.485 C mol-1). Jumlah muatan z merupakan bilangan positif yang sama dengan jumlah elektron ynag dipindahkan dalam reaksi sel. Bila

reaksi sel berlangsung , maka kuantitas muatan listrik yang mengalir adalah zF. bila kuantitas muatan listrik ini dipindahkan lewat beda potensial E volt, banyaknya kerja yang diperlukan adalah zFE. Karena perubahan listrik ini mencakup kerja, tekanan, volume, dan berlangsung

secara isothermal, maka perubahan energi bebas Gibbs dinyatakan sebagai  ( ) = -zFE (Farrington dan Daniels, 1983).

            Menurut Castellan (1983), Untuk setiap reaksi kimia energi Gibbs ditulis:

∆G = ∆Go + RT ln Q

Dimana Q adalah hasil bagi dari usaha. Dengan menggabung persamaan di atas dengan persamaan ( nFEºsel = - ∆G), kita akan mendapatkan :

-nFEºsel = ∆Gº + RT ln Q

Potensial standar dari sel dapat didefinisikan sebagai :

-nFEºsel = ∆Gº

Dengan memasukkan nilai ∆Gº dan membagi dengan –nF, kita akan memperoleh :

                      RT

Esel = Eºsel -          ln Q ;

                      nF

                   2,303 RT

Esel = Eºsel -                    log10  Q ;

                           nF                      0,05916V

Esel = Eºsel -                    log10  Q      (pada 25 ºC)

                            N

Persamaan diatas merupakan bentuk lain dari persamaan Nerst untuk sel elktrokimia. Persamaan Nerst berhubungan dengan potensial sel sebagai nilai standar Eºsel.

Kegunaan Sel Volta

      Dalam kehidupan sehari-hari, arus listrik yang dihasilkan dari suatu reaksi kimia dalam sel volta banyak kegunaannya, seperti untuk radio, kalkulator, televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain. Sel volta ada yang sekali pakai, ada pula yang dapat diisi ulang. Sel volta yang sekali pakai disebut sel primer, sedangkan sel volta yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder. Sel volta dalam kehidupan sehari-hari ada dalam bentuk berikut.

a. Aki (accumulator)       Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan

dapat diisi kembali.       Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel = timah hitam) dan katode PbO2 (timbel (IV) oksida). Keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (lihat gambar 2). Kedua elektrode tersebut, juga hasil reaksinya, tidak larut dalam larutan asam sulfat sehingga tidak diperlukan jembatan garam.

Reaksi pengosongan aki:

      Tiap sel aki mempunyai beda potensial 2 volt. Aki 12 volt terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri. Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode. Sebaliknya pada pengisian aki, elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga PbSO4 yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu, PbSO4 yang terdapat pada elektrode PbO2 mengalami oksidasi membentuk PbO2. Reaksi pengisian aki:

b. Baterai Kering (Sel Leclanche)       Baterai kering ditemukan oleh Leclanche yang mendapat hak paten atas penemuan itu pada tahun 1866. Sel Leclanche terdiri atas suatu silinder zink yang berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), karbon, dan sedikit air (jadi sel ini tidak 100% kering). Zink berfungsi sebagai anode, sedangkan katode digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang dicelupkan di tengah-tengah pasta. Pasta berfungsi sebagai oksidator. Reaksi-reaksi yang terjadi dalam baterai kering sebenarnya lebih rumit, tetapi pada garis besarnya dapat dinyatakan sebagai berikut.

      Potensial satu sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel ini kadang disebut sel kering asam karena adanya NH4Cl yang bersifat asam. Sel Leclance tidak dapat diisi ulang.

c. Baterai Alkalin       Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi bersifat basa karena menggunakan KOH menggantikan NH4Cl dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

      Potensial dari baterai alkalin juga sebesar 1,5 volt, tetapi baterai ini dapat bertahan lebih lama.

      Baterai alkalin dapat menghasilkan arus lebih besar dan total muatan yang lebih banyak daripada baterai kering biasa. Oleh karena itu, cocok digunakan untuk peralatan yang memerlukan arus lebih besar, misalnya kamera dan tape recorder. Adapun baterai kering biasa baik digunakan untuk peralatan yang menggunakan arus lebih kecil misalnya radio atau kalkulator.

d. Baterai litium       Baterai litium telah mengalami berbagai penyempurnaan. Baterai litium yang kini banyak digunakan adalah baterai litium-ion. Baterai litium ion tidak menggunakan logam litium, tetapi ion litium. Ketika digunakan, ion litium berpindah dari satu elektrode ke elektrode lainnya melalui suatu elektrolit. Ketika di-charge, arah aliran ion litium dibalik. Baterai litium-ion diperdagangkan dalam bentuk kosong.