Pengantar Ilmu Kimia

Pengantar ilmu KIMIA 141 fosfat. Begitu pula halnya dengan pembentukan hidroksialamin (NH2OH) dimana terjadi reaksi antara amonia (gas) dengan air. Berdasarkan kedua contoh diatas, hasil reaksi tetap membentuk suatu sistem yang homogen, hanya saja terjadi perubahan dari sifat kimia zat terlarut tersebut. E. Konsentrasi Larutan Kata konsentrasi merujuk pada jumlah zat terlarut yang ada dalam setiap unit larutan atau pelarut. Konsentrasi selalu dinyatakan sebagai perbandingan jumlah zat terlarut terhadap jumlah pelarut (atau jumlah larutan). Konsentrasi ini biasanya digunakan untuk mengidentifikasi komposisi larutan berdasarkan jumlah zat terlarut dalam larutan tersebut. Secara kualitatif, kita sering menggunakan istilah larutan pekat dan larutan encer. Larutan pekat memiliki konsentrasi zat terlarut yang relatif tinggi, sementara larutan encer memiliki konsentrasi zat terlarut yang relatif rendah. Dengan kata lain, pada larutan pekat zat terlarut jumlahnya lebih besar daripada pelarut sedangkan larutan encer sebaliknya. Contoh larutan pekat dapat kita amati pada sirup yang dijual secara komersil. Sirup rasa jeruk, mangga, cocopandan, leci dan lain lain, merupakan suatu larutan pekat gula dalam air. Pekat dan encer adalah istilah relatif; suatu larutan mungkin dianggap pekat jika dibandingkan dengan larutan lain yang lebih encer. Namun, batas kelarutan suatu zat terlarut pada suhu tertentu dapat mempengaruhi apakah suatu larutan dianggap jenuh atau tidak. Jika suatu larutan mengandung zat terlarut sebanyak yang dapat dilarutkan pada suhu tersebut maka akan

142 Pengantar ilmu KIMIA disebut sebagai larutan jenuh. Jika lebih banyak zat terlarut ditambahkan, maka tidak akan larut, dan zat padat yang tidak larut disebut sebagai endapan . Kelarutan zat terlarut dinyatakan sebagai jumlah gram yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh, umumnya diukur dalam 100 g pelarut pada suhu tertentu. Perlu dicatat bahwa kelarutan bervariasi dengan suhu; biasanya meningkat dengan kenaikan suhu. Larutan tak jenuh memiliki lebih sedikit zat terlarut daripada yang dibutuhkan untuk jenuh, sementara larutan jenuh dapat mengandung lebih banyak zat terlarut daripada yang seharusnya. Larutan sangat jenuh bersifat tidak stabil dan memiliki tendensi untuk membentuk endapan. Endapan ini berupa padatan yang terpisah dari larutan. Misal ada kristal maupun partikel debu ditambahkan, larutan yang ada juga akan mengalami pengendapan (Gambar 2). Endapan juga dapat terbentuk dari reaksi kimia sehingga disebut dengan reaksi pengendapan. Gambar 2. Proses kristalisasi terjadi ketika kristal biji kecil natrium asetat dimasukkan ke dalam larutan sangat jenuh. Tahapan kristalisasi yang dijelaskan dalam rangkaian ini selesai dalam waktu kurang dari 10 detik (Jespersen, Hyslop and Brady, 2015). Salah satu metode pengukuran konsentrasi adalah menggunakan persentase, di mana rasio zat terlarut terhadap larutan dihitung sebagai jumlah gram zat terlarut

Pengantar ilmu KIMIA 143 per gram larutan, kemudian dikalikan dengan 100%. Contohnya konsentrasi natrium klorida dalam air laut mungkin dinyatakan sebagai 3% NaCl, yang berarti 0,03 g NaCl / g air laut. Persentase tersebut dapat berupa persentase berat (%b/b), persentase volume (%v/v), dan bagian per juta atau part per million (bpj/ppm). Rumusan untuk ketiga satuan ini dapat dijelaskan sebagai berikut. ( ) ( ) Contoh. Hitung berapa % berat NaCl yang dibuat dengan melarutkan 55 g NaCl dalam 55 g air. Jawaban: 1. % berat NaCl yang diperlukan: ( ) 1. Molaritas Molaritas atau konsentrasi molar (M) dari suatu larutan adalah total mol spesi zat terlarut yang terdapat dalam 1 liter larutan atau jumlah milimol dalam 1 ml larutan.

144 Pengantar ilmu KIMIA ( ) ( ) ( ) Molaritas ini berguna untuk menentukan massa sampel yang akan dilakukan pengenceran. Contohnya, untuk membuat larutan K2CrO4 0,23 M sebanyak 250 mL, kita memerlukan 12,1 gram K2CrO4(s). Hal ini dapat dihitung dari turunan rumus molaritas dimana mol (n) = massa (m)/massa relatif (mr) sehingga m = n x mr /V. Satuan dari massa (m) disini adalah gram (g) sedangkan massa relatif (mr) berupa g/mol. Ilustrasi pembuatan larutan K2CrO4 dapat dilihat pada Gambar 3. Gambar 3. Pembuatan larutan larutan K2CrO4 0,23 M sebanyak 250 mL (Jespersen, Hyslop and Brady, 2015). Berikut beberapa contoh soal mengenai molaritas. a. Tentukan molaritas suatu larutan yang mengandung 0,5 mol glukosa dalam 250 mL larutan.

Pengantar ilmu KIMIA 145 b. Jika Anda memiliki larutan yang mengandung 2 mol asam klorida (HCl) dalam 500 mL larutan, berapakah molaritas larutan tersebut? c. Suatu larutan natrium klorida (NaCl) memiliki molaritas 0,8 M. Berapa banyak mol NaCl yang terkandung dalam 600 mL larutan tersebut? Jawaban: a. Molaritas (M) = Mol zat terlarut / Volume (L) Molaritas = 0,5 mol / 0,25 L = 2 M b. Molaritas (M) = Mol zat terlarut / Volume (L) Molaritas = 2 mol / 0,5 L = 4 M c. Jumlah mol = Molaritas x Volume (L) Jumlah mol = 0,8 M x 0,6 L = 0,48 mol 2. Molalitas Kemolalan m adalah ukuran jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g pelarut. Sifat kemolalan tidak bergantung pada suhu dan biasanya digunakan dalam cabang kimia fisika, terutama dalam konteks sifat koligatif. ( ) ( ) ( ) Contoh. a. Hitung molalitas (molalitas) suatu larutan jika terdapat 0,6 mol natrium klorida (NaCl) dalam 200 g pelarut air.

146 Pengantar ilmu KIMIA b. Jika Anda memiliki 0,8 mol glukosa (C6H12O6) dalam 300 g air, tentukan molalitas larutan tersebut. c. Sebuah larutan amonia (NH3) memiliki molalitas 1,5 mol/kg. Berapa banyak mol amonia yang terkandung dalam 500 g larutan tersebut? Jawaban: a. Molalitas (m) = Mol zat terlarut / Massa pelarut (kg) Molalitas = 0,6 mol / 0,2 kg = 3 mol/kg b. Molalitas (m) = Mol zat terlarut / Massa pelarut (kg) Molalitas = 0,8 mol / 0,3 kg = 2,67 mol/kg (atau sekitar 2,7 mol/kg) c. Jumlah mol = Molalitas x Massa pelarut (kg) Jumlah mol = 1,5 mol/kg x 0,5 kg = 0,75 mol F. Persamaan Ionik Reaksi kimia yang terjadi di alam tidak hanya terjadi antara zat-zat padat atau cair, tetapi juga antara zat-zat yang terlarut dalam air. Reaksi antara ion-ion sangat penting dalam air dan dalam banyak cairan tubuh. Garam merupakan salah satu contoh reaksi ionik dimana melepaskan ion ketika dilarutkan dalam air. Senyawa lain yang disebut asam dan basa juga mampu membentuk ion dalam larutan air. Reaksi ionik adalah reaksi kimia antara ion atau antara ion dan molekul. Reaksi ini hanya terjadi jika produknya adalah salah satu atau lebih dari berikut ini:

Pengantar ilmu KIMIA 147 1. Senyawa yang tidak larut dalam air, yang disebut endapan. 2. Gas. 3. Senyawa yang larut dalam air namun tidak berbentuk ion, yang disebut senyawa yang tidak terionisasi. Sebagai ilustrasi, mari kita perhatikan apa yang terjadi ketika jumlah mol yang sama dari litium klorida dan natrium nitrat dilarutkan dalam air. Apakah reaksi kimia berikut akan terjadi: LiCl(aq) + NaNO3(aq) LiNO3(aq) + NaCl(aq) Ion litium dan natrium hanya saling menukar anion sehingga reaksi ini dikenal sebagai reaksi penguraian ganda. Produk yang dihasilkan, litium nitrat dan natrium klorida, tetap berada dalam bentuk ion saat berada dalam larutan. Ini berarti bahwa larutan yang dihasilkan dari kedua garam tersebut terdiri dari campuran empat ion, yaitu Li+ , Na+ , NO3 - , dan Cl- . Produk juga tidak menghasilkan endapan, gas, atau senyawa tak terionisasi. Oleh sebab itu dapat disimpulkan bahwa tidak ada reaksi kimia yang terjadi. Contoh lain dapat diamati ketika natrium klorida dan perak nitrat dilarutkan dalam air, maka akan terjadi reaksi sebagai berikut: NaCl(aq) + AgNO3(s) NaNO3(aq) + AgCl(s) Garam natrium klorida dan perak nitrat berperan sebagai elektrolit. Sebaliknya, perak klorida tidak larut dalam air dan mengendap. Oleh karena itu, reaksi kimia yang terjadi dapat dikategorikan sebagai reaksi ionik.

148 Pengantar ilmu KIMIA G. Aturan Kelarutan Senyawa Ionik di Air Kelarutan senyawa ionik dalam air dapat diprediksi berdasarkan aturan-aturan tertentu. Secara umum, senyawa ionik yang mengandung kation logam alkali, amonium, klorida, bromida, iodida, nitrat, klorat, dan perklorat bersifat larut dalam air. Senyawa ionik yang mengandung kation timbal, kalsium, stronsium, merkuri, dan barium, serta anion sulfat, karbonat, fosfat, sulfida, dan hidroksida bersifat tidak larut dalam air. Ketidaklarutan senyawa ionik tersebut disebabkan oleh beberapa faktor, seperti kemampuan ion-ion untuk membentuk ikatan hidrogen dengan air, membentuk endapan, atau bereaksi dengan air. Untuk meramalkan perilaku suatu senyawa ionik ketika larut dalam air, diperlukan pemahaman mengenai sifat molekuler dan elektroniknya. Asam kuat sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion saat larut dalam air. Contohnya hidrogen klorida (HCl) merupakan molekul gas pada suhu kamar, tetapi ketika dilarutkan dalam air, membentuk larutan asam klorida yang terdiri dari ion hidrogen (H+ ) dan ion klorida (Cl- ). Asam kuat lainnya meliputi HBr, HI, HNO3, H2SO4, dan HClO4, yang semuanya mengalami disosiasi penuh menjadi ion-ion dalam air. Di sisi lain, asam lemah dan basa lemah hanya mengalami disosiasi sebagian dalam air. Contoh asam lemah mencakup asam asetat, HC2H3O2.

Pengantar ilmu KIMIA 149 TITRASI DAN KURVA pH Jovian Dian Pratama, S.Mat., M.Mat.

150 Pengantar ilmu KIMIA A. Titrasi Titrasi ialah suatu metode kimia yang digunakan untuk menentukan konsentrasi suatu analit (Prayuda et al., 2023). Secara prinsip, proses ini memerlukan penggunaan larutan standar yang telah diketahui konsentrasinya dengan pasti. Buku ini akan membahas prinsip, jenis, dan rumus titrasi. Gambar 1. Indikator pH (Sumber: Collegesidekick) 1. Prinsip Titrasi Reaksi kimia analit dengan titran terlibat dalam upaya memperoleh hasil konsentrasi analit melalui proses titrasi. Titran yang digunakan adalah larutan standar dengan konsentrasi yang sudah diketahui secara spesifik. Indikator titrasi konvensional turut

Pengantar ilmu KIMIA 151 menjadi bagian penting dalam proses ini (Elyyana et al., 2023). Gambar 2. Indikator pH (Sumber: Collegesidekick) Dalam mencari titik ekivalen dalam titrasi konvensional, perlu adanya suatu indikator. Melihat dari ilustrasi di atas, nilai pH analit menjadi pertimbangan dalam memilih indikator yang digunakan dalam proses analisis. Sebaliknya, pada titrasi otomatis, tidak lagi diperlukan penggunaan indikator (yang menunjukkan perubahan warna), melainkan langsung menggunakan nilai potensial dengan menggunakan elektroda. 2. Jenis Titrasi Secara prinsip, titrasi dapat dibagi menjadi beberapa jenis, tetapi empat jenis berikut merupakan yang umum dilakukan (Winarto et al., 2022):

152 Pengantar ilmu KIMIA a. Titrasi Asam Basa: Metode ini digunakan untuk menentukan konsentrasi suatu larutan asam dengan larutan basa yang sudah diketahui konsentrasinya, atau sebaliknya. Prinsip titrasi asam basa ini berasal dari reaksi netralisasi. b. Titrasi Redoks: Prinsip titrasi ini melibatkan reaksi redoks antara analit dan titran. Ini memungkinkan analis untuk memperoleh nilai konsentrasi larutan suatu zat (analit) yang berperan sebagai oksidator atau reduktor. Metode titrasi iodometri dan permanganometri menggunakan prinsip titrasi reduksi-oksidasi (titrasi redoks). c. Titrasi Kompleksometri: Cocok digunakan saat ingin menentukan nilai kesadahan atau kadar ion logam dalam sampel. Prinsip kerja titrasi kompleksometri melibatkan pembentukan senyawa kompleks antara titran dan titrat. Salah satu senyawa kompleks yang sering digunakan sebagai titran dalam titrasi kompleksometri adalah Etilen Diamin Tetraacetic Acid (EDTA). d. Titrasi Karl Fischer: Titrasi ini menggunakan reagen Karl Fischer sebagai pereaksi, yang terdiri dari , , larutan basa, dan alkohol. Titrasi Karl Fischer digunakan untuk menentukan kadar air (kelembaban) suatu sampel. Metode ini memungkinkan analis untuk mendapatkan hasil dengan cepat (dalam hitungan menit), dengan kalkulasi kadar air otomatis. Titrasi Karl Fischer dapat menganalisis molekul air bebas dan air yang terikat

Pengantar ilmu KIMIA 153 kuat dengan senyawa. Metode ini melibatkan reaksi kompleks yang melibatkan , basa, alkohol, dan , di mana bertindak sebagai oksidator yang mengoksidasi alkil sulfat. Setiap mol setara dengan 1 mol yang terkonsumsi dalam reaksi tersebut. 3. Rumus Titrasi Titik ekivalen merupakan fase dalam titrasi di mana jumlah titran yang ditambahkan sudah cukup untuk sepenuhnya menetralkan larutan analit (Elyyana et al., 2023). Pada titik ekivalen, reaksi asam-basa telah selesai sehingga jumlah mol titran dan analit menjadi sama. Rumus perhitungan konsentrasi titrasi asam-basa dapat dinyatakan sebagai berikut: Dengan variable volume analit zat yang dititrasi; konsentrasi zat yang dititrasi; volume titran yang terpakai; konsentrasi titran. Jika zat asam atau basa yang terlibat dalam titrasi memiliki valensi lebih dari 1, sebagai contoh yang memiliki valensi 2 ( ), rumus perhitungannya menjadi:

154 Pengantar ilmu KIMIA Dengan variable: valensi asam; valensi basa. Contoh Soal: Sebanyak 20 mL larutan asam sulfat, H2SO4 0,25 M (bervalensi 2) dititrasi dengan suatu basa bervalensi satu, NaOH, dan ternyata dibutuhkan 50 mL basa tersebut. Berapakah kemolaran basa yang digunakan tersebut? Diketahui: Jadi konsentrasi dari basa tersebut (NaOH) sebesar 0,25 M. 4. Titrasi Manual vs Autotitrator Hingga kini, metode titrasi telah mengalami perkembangan yang signifikan. Ketidakpastian dalam proses tersebut telah berhasil diminimalkan. Salah satu

Pengantar ilmu KIMIA 155 inovasi adalah penentuan titik ekivalen secara visual. Ketika seorang analis melakukan titrasi dengan menggunakan indikator, titik ekivalen ditandai dengan perubahan warna yang hanya dapat terlihat oleh analis. Tentunya, hal ini dapat mengakibatkan variasi hasil antar analis. Selain itu, dalam menentukan konsentrasinya, titrasi manual melibatkan pembuatan kurva titrasi dan perhitungan manual, yang memerlukan waktu dan upaya yang cukup besar. Perbedaan antara titrasi manual dan otomatis dijelaskan dalam tabel berikut (Cahyadi Agastiya & Eta Risnawati, 2024). Tabel 1. Perbedaan Titrasi Manual dengan Otomatis Parameter Titrasi Manual Titrasi Otomatis Dosing Buret Manual Buret Otomatis + piston Akurasi 0.1 mL 0.05 µL Deteksi Perubahan Warna (Mata) Potensial (Elektroda) Kontrol Operator Manual Sistem Terintegrasi Kalkulasi Operator Manual Otomatis Ketelusuran Data - Traceable Autosampler - Sample Changer

156 Pengantar ilmu KIMIA B. Kurva pH Kurva titrasi pH menggambarkan variasi pH larutan sepanjang proses titrasi antara asam dan basa, atau sebaliknya. Karakteristik kurva titrasi bervariasi tergantung pada kekuatan dan konsentrasi asam serta basa yang terlibat dalam reaksi tersebut. Berikut macam – macam titrasi asam basa (Sumber: Politanikoe) 1. Titrasi asam kuat dengan basa kuat Zat pentiter adalah basa kuat.Daerah perubahan pH drastis 4-10. pH titik ekuivalen 7. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam). Contoh: HCl dengan NaOH. Gambar 3. Kurva Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat (Sumber: Politanikoe)

Pengantar ilmu KIMIA 157 2. Titrasi basa kuat dengan asam kuat Zat pentiter adalah asam kuat. Daerah perubahan pH drastis 4-1 pH titik ekuivalen 7. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam). Contoh: NaOH dengan HCl. Gambar 4. Kurva Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat (Sumber: Politanikoe) 3. Titrasi asam kuat dengan basa lemah Zat pentiter adalah basa lemah. Daerah perubahan pH drastis 4-7. pH titik ekuivalen 5-6. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah. Contoh: HCl dengan NH4OH. Gambar 5. Kurva Titrasi Asam Kuat dengan Basa Lemah (Sumber: Politanikoe)

158 Pengantar ilmu KIMIA 4. Titrasi basa lemah dengan asam kuat Zat pentiter adalah asam kuat. Daerah perubahan pH drastis 4-7. pH titik ekuivalen 5-6. Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah. Contoh: NH4OH dengan HCl. Gambar 6. Kurva Titrasi Basa Lemah dengan Asam Kuat (Sumber: Politanikoe) 5. Titrasi basa kuat dengan asam lemah Zat pentiter adalah asam lemah. Daerah perubahan pH drastis 7-10. pH titik ekuivalen 8-9. Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein. Contoh: NaOH dengan CH3COOH

Pengantar ilmu KIMIA 159 Gambar 7. Kurva Titrasi Basa Kuat dengan Asam Lemah (Sumber: Politanikoe) 6. Titrasi asam lemah dengan basa kuat Zat pentiter adalah basa kuat. Daerah perubahan pH drastis 7-10. pH titik ekuivalen 8-9. Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein. Contoh: CH3COOH dengan NaOH. Gambar 8. Kurva Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat (Sumber: Politanikoe)

160 Pengantar ilmu KIMIA

Pengantar ilmu KIMIA 161 REAKSI REDUKSI-OKSIDASI DAN ELEKTROKIMIA Fithra Malvarinda, S.T.

162 Pengantar ilmu KIMIA lektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan arus listrik. Dimana, reaksi kimia akan memproduksi arus listrik (sel volta) atau reaksi kimia yang terjadi karena adanya arus listrik (elektrolisis). Elektrokimia erat kaitannya dengan reaksi reduksi-oksidasi, karena reaksi elektrokimia melibatkan proses pelepasan elektron (reduksi) dan penangkapan elektron (oksidasi). A. Reaksi Reduksi-Oksidasi (Redoks) 1. Konsep Reaksi Redoks Reaksi redoks merupakan reaksi kimia yang terjadi akibat adanya proses reduksi dan oksidasi. Dimana definisi reduksi-oksidasi terbagi menjadi 4 konsep: a. Reaksi Redoks yang Melibatkan Oksigen Ketika suatu reaksi mengikat oksigen, dimana molekul oksigen (O2) akan berada di ruas sebelah kiri (reaktan), maka reaksi tersebut merupakan reaksi oksidasi. Salah satu contoh dari reaksi oksidasi adalah reaksi pernafasan atau respirasi, dimana reaksinya adalah: C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O Sedangkan reaksi reduksi adalah ketika molekul oksigen (O2) dilepaskan dari suatu reaksi dan akan berada di ruas sebelah kanan (produk). Salah satu contoh dari reaksi reduksi adalah reaksi fotosintesis, dimana reaksinya adalah: 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2 E

Pengantar ilmu KIMIA 163 b. Reaksi Redoks yang Melibatkan Hidrogen Berbanding terbalik dengan reaksi redoks yang melibatkan oksigen, ketika suatu reaksi mengikat molekul Hidrogen (H2) dan molekul tersebut berada di ruas kiri (reaktan), maka reaksi tersebut merupakan reaksi reduksi. Salah satu contoh reaksi reduksi adalah reaksi pembentukan Amonia (NH3), dimana reaksinya adalah: N2 + 3H2 2NH3 Sedangkan reaksi oksidasi terjadi ketika sebuah reaksi melepas molekul Hidrogen (H2), sehingga molekul tersebut berada di ruas kanan (produk). Salah satu contoh reaksi oksidasi adalah reaksi antara asam klorida dan pita magnesium. Mg + 2HCl MgCl2 + H2 c. Reaksi Redoks Berdasarkan Perpindahan Elektron Ketika elektron diperlukan pada suatu reaksi sehingga terjadi proses penangkapan elektron, maka reaksi tersebut merupakan reaksi reduksi. Sedangkan, jika suatu reaksi melepaskan elektron, maka reaksi tersebut merupakan reaksi oksidasi. Perhatikan reaksi berikut: Cu2+ + 2e Cu (Reaksi reduksi) Cu Cu2+ + 2e (Reaksi oksidasi)

164 Pengantar ilmu KIMIA d. Reaksi Redoks Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi (Biloks) Bilangan oksidasi (biloks) adalah angka atau bilangan yang menyatakan banyaknya elektron yang dilepaskan atau diterima suatu atom dalam pembentukan suatu senyawa. Dalam reaksi kimia, bilangan oksidasi dapat mengalami kenaikan maupun penurunan. Jika suatu molekul mengalami kenaikan bilangan oksidasi, maka molekul tersebut mengalami reaksi oksidasi. Sebaliknya, jika suatu molekul mengalami penurunan bilangan oksidasi, maka molekul tersebut mengalami reaksi reduksi. Beberapa aturan dalam penentuan bilangan oksidasi, diantaranya: 1) Beberapa atom memiliki bilangan oksidasi yang tetap Pada umumnya, setiap atom memiliki nilai biloks yang lebih dari satu, namun beberapa atom berikut memiliki bilangan oksidasi yang tetap, diantaranya: Atom Biloks Golongan I A (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) +1 Golongan III A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) +2 Golongan III A (B, Al, Ga, In, Tl) +3 Atom Fluorin (F) -1

Pengantar ilmu KIMIA 165 Atom Hidrogen (H) +1 Atom Oksigen (O) -2 Beberapa senyawa memiliki penyimpangan pada nilai biloks hidrogen dan oksigen, diantaranya: a) Bilangan oksidasi Hidrogen pada senyawa hidrida logam alkali (IA) dan alkali tanah (IIA) adalah -1. Hal ini dikarenakan dalam penentuan biloks, logam alkali dan alkali tanah lebih prioritas daripada atom Hidrogen. Beberapa senyawa hidrida logam alkali adalah LiH, NaH, KH, RbH, CsH. Beberapa senyawa hidrida logam alkali tanah adalah BeH2, MgH2, CaH2, SrH2, BaH2. b) Bilangan oksidasi Oksigen pada senyawa peroksida, superoksida, dan fluorida. Hal ini dikarenakan dalam penentuan biloks, logam alkali (IA), logam alkali tanah (IIA), Fluorin (F), dan Hidrogen (H), lebih prioritas daripada atom Oksigen (O). Pada senyawa peroksida, biloks O adalah -1, contoh dari senyawa peroksida adalah H2O2, Na2O2, dan BaO2. Sedangkan pada senyawa Oksigen Difluorida (OF2), biloks O adalah +2. Kemudian pada senyawa superoksida biloks O adalah -½, contoh dari senyawa jenis ini adalah KO2, NO2. 2) Bilangan oksidasi unsur bebas adalah 0 (nol) Unsur bebas terdiri dari atom-atom yang tidak mengalami ikatan kimia dengan atom lainnya. Unsur bebas hanya terdiri dari satu atom yang berbentuk monoatomik, diatomik, maupun poliatomik.

166 Pengantar ilmu KIMIA Contoh unsur bebas adalah: Monoatomik: Na, K, Ca, Fe, Cu, Ag Diatomik: H2, O2, N2, I2, Cl2, Br2 Poliatomik: S8, O3 3) Bilangan oksidasi ion monoatomik sama dengan muatannya. Ion monoatomik terdiri dari satu atom tunggal yang bermuatan, baik bermuatan positif maupun bermuatan negatif. Berikut beberapa contoh ion monoatomik beserta bilangan oksidasinya: Ion Monoatomik Biloks Ion Monoatomik Biloks Ca2+ +2 Cl- -1 Na+ +1 O 2- -2 Al3+ +3 F- -1 Fe2+ +2 S 2- -2 4) Jumlah bilangan oksidasi ion-ion poliatomik sama dengan muatannya. Berbeda dengan ion monoatomik, ion poliatomik terdiri dari dua atom atau lebih yang memiliki muatan, baik positif maupun dan negatif. Dimana ketika semua bilangan oksidasi dari atom-atom penyusun ion poliatomik tersebut dijumlahkan, hasilnya sama dengan muatannya. Contoh dari ion poliatomik adalah SO4 2- , PO4 3- , NH4 + , CH3COO- , Cr2O7 2- . Berikut merupakan contoh perhitungan biloks dari ionion poliatomik:

Pengantar ilmu KIMIA 167 Cr2O7 2- 2 biloks Cr + 7 atom O = -2 2 biloks Cr + 7 (-2) = -2 2 biloks Cr + (-14) = -2 2 biloks Cr = -2 +14 2 biloks Cr = +12 Biloks Cr = +12/2 Biloks Cr = +6 NH4 + 1 biloks N + 4 atom H = +1 1 biloks N + 4 (+1) = +1 1 biloks N + (+4) = +1 1 biloks N = +1 – 4 1 biloks N = -3 5) Jumlah bilangan oksidasi pada senyawa netral adalah nol (0) Senyawa terdiri dari dua atom atau lebih yang berikatan secara kimia. Ketika sebuah senyawa tidak memiliki muatan, maka senyawa tersebut merupakan senyawa netral. Dimana ketika semua bilangan oksidasi atomatom dari senyawa tersebut dijumlahkan, maka nilainya sama dengan nol (0). Contoh dari senyawa netral adalah: Al2(SO4)3, NaOH, H2SO4, AlCl3, Al(OH)3, MgSO4, CrCl3 Sebagai contoh Al2(SO4)3 yang merupakan senyawa netral, maka: 2 biloks Al + 3 biloks S + 12 biloks O = 0 2 (+3) + 3 biloks S + 12 (-2) = 0 (+6) + 3 biloks S + (-24) = 0 3 biloks S + (-18) = 0

168 Pengantar ilmu KIMIA 3 biloks S = +18 Biloks S = +6 2. Identifikasi Reaksi Redoks Ketika semua bilangan oksidasi dari suatu atom dapat diketahui, maka suatu molekul dapat ditentukan apakah tereduksi atau teroksidasi dalam reaksi redoks. Molekul yang mengalami reduksi disebut oksidator (pengoksidasi), karena molekul tersebut menyebabkan molekul lainnya mengalami oksidasi. Sedangkan reduktor (pereduksi) adalah molekul yang mengalami oksidasi, karena molekul tersebut menyebabkan molekul lainnya mengalami reduksi. Oksidator dan reduktor terletak di ruas kiri reaksi (reaktan). Di ruas kanan reaksi atau disebut produk, terdapat hasil reduksi (molekul yang mengalami penurunan biloks) dan hasil oksidasi (molekul yang mengalami kenaikan biloks). Berikut adalah salah satu contoh reaksi redoks: Oksidator: Cr2O3 Reduktor: Al Hasil Reduksi: Cr Hasil Oksidasi: Al2O3 Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr +3 -2 0 +3 -2 0 Reduksi Oksidasi

Pengantar ilmu KIMIA 169 Ketika suatu molekul dalam reaksi redoks mengalami reduksi dan oksidasi sekaligus, maka reaksi tersebut adalah autoredoks atau reaksi redoks spesial. Reaksi autoredoks dibagi menjadi dua, yaitu: a) Reaksi Disproporsionasi Jika salah satu molekul reaktan bertindak sebagai reduktor dan oksidator sekaligus, maka reaksi tersebut adalah reaksi disproporsionasi. b) Reaksi Konproporsionasi Reaksi konproporsionasi adalah reaksi redoks yang terjadi jika hasil reduksi maupun hasil oksidasi merupakan molekul yang sama. 3. Penyetaraan Reaksi Redoks Penyetaraan reaksi sangat krusial sebagai langkah dasar dalam memecahkan berbagai macam soal yang berkaitan dengan kimia. Hal ini dikarenakan, jumlah zat (mol) yang bereaksi sangat bergantung dengan koefisien dari suatu molekul. 6Cl2(g) + NaOH(aq) 2NaCl(aq) + 2NaClO3(aq) + H2O(l) Cl2 + 2KOH KCl + KClO +H2O 0 +1-2+1 +1-1 +1+1-2 +1-2 Reduksi Oksidasi IO3 - + I - I2 + H2O +5-2 -1 0 +1 -2 Reduksi Oksidasi

170 Pengantar ilmu KIMIA Di dalam reaksi kimia, koefisien merupakan angka yang terletak di bagian depan molekul (warna merah) dan menyatakan jumlah molekul yang bereaksi. Sedangkan, angka yang terletak setelah atom dan ditulis secara subskrip (warna biru) merupakan indeks, dimana indeks berfungsi untuk menyatakan jumlah atom yang berada di suatu molekul. Huruf yang berada di sebelah molekul dan ditulis subskrip adalah fase zat yang menyatakan wujud zat dari suatu molekul, diantaranya: (g) : fase gas (s) : fase padatan (solid) (aq) : fase larutan (aquos) (l) : fase cairan (liquid) Suatu reaksi redoks bisa setara jika memenuhi dua syarat, yaitu: - Jumlah atom reaktan sama dengan jumlah atom produk. Dimana, jumlah atom dapat diperoleh dengan cara mengalikan indeks dan koefisien. - Muatan dari reaktan sama dengan muatan dari produk. Terdapat dua cara dalam menyetarakan reaksi redoks, yaitu dengan metode ½ reaksi dan perubahan bilangan oksidasi baik dalam suasana asam maupun basa. a) Metode ½ Reaksi Cr3+ + BiO3 - Cr2O7 2- + Bi3+ Langkah 1: Membagi reaksi menjadi dua bagian. Pembagian ini dapat dilakukan dengan cara menentukan pasangan reduksi dan pasangan oksidasi antara reaktan atau produk, atau membagi berdasarkan kemiripan molekulnya.

Pengantar ilmu KIMIA 171 Suasana Asam: Langkah 3: Menyetarakan O dengan cara menambahkan H2O pada spesi yang kekurangan O, dimana H2O ditambahkan sebanyak kekurangannya. (I) 2Cr3+ + 7H2O Cr2O7 2- (II) BiO3 - Bi3+ + 3H2O Suasana Basa: Langkah 3: Menyetarakan O dengan cara menambahkan H2O pada spesi yang kelebihan O, dimana H2O ditambahkan sebanyak kelebihannya. (I) 2Cr3+ Cr2O7 2- + 7H2O (II) BiO3 - + 3H2O Bi3+ Langkah 4: Menyetarakan H dengan cara menambahkan H+ pada spesi yang kekurangan H, dimana H+ yang ditambahkan sebanyak kekurangannya. (I) 2Cr3+ + 7H2O Cr2O7 2- + 14H+ (II) BiO3 - + 6H+ Bi3+ + 3H2O Langkah 4: Menyetarakan H dengan cara menambahkan OH- pada spesi yang kekurangan H, dimana OH- yang ditambahkan sebanyak kekurangannya. (I) 2Cr3+ + 14OH- Cr2O7 2- + 7H2O (II)BiO3 - + 3H2O Bi3+ + 6OHLangkah 5: Menyetarakan muatan dengan cara menambahkan elektron (e) di spesi yang paling besar muatannya. Dimana jumlah elektron yang ditambahkan sama dengan selisih muatan antara reaktan dan produk. (I)2Cr3+ + 7H2O Cr2O7 2- + 14H+ + 6e (II) BiO3 - + 6H+ + 2e Bi3+ + 3H2O Langkah 5: Menyetarakan muatan dengan cara menambahkan elektron (e) di spesi yang paling besar muatannya. Dimana jumlah elektron yang ditambahkan sama dengan selisih muatan antara reaktan dan produk. (I) 2Cr3+ + 14OH- Cr2O7 2- + 7H2O + 6e (II) BiO3 - + 3H2O + 2e Bi3+ + 6OHLangkah 6: Menyamakan jumlah elektron di kedua reaksi agar elektron tereliminasi. (I) 2Cr3+ + 7H2O Cr2O7 2- + 14H+ + 6e | x1 (II) BiO3 - + 6H+ + 2e Bi3+ + 3H2O | x3 (I) 2Cr3+ + 7H2O Cr2O7 2- + 14H+ + 6e (II) 3BiO3 - + 18H+ + 6e 3Bi3+ + 9H2O Langkah 7: Menggabungkan kedua reaksi. 2Cr3+ + 3BiO3 - + 4H+ Cr2O7 2- + 3Bi3+ + 2H2O Langkah 6: Menyamakan jumlah elektron di kedua reaksi agar elektron tereliminasi. (I)2Cr3+ + 14OH- Cr2O7 2- + 7H2O + 6e | x1 (II)BiO3 - + 3H2O + 2e Bi3+ + 6OH- | x3 (I) 2Cr3+ + 14OH- Cr2O7 2- + 7H2O + 6e (II) 3BiO3 - + 9H2O + 6e 3Bi3+ + 18OHLangkah 7: Menggabungkan kedua reaksi. 2Cr3+ + 3BiO3 - + 2H2O Cr2O7 2- + 3Bi3+ + 4OH- (I) Cr3+ Cr2O7 2- (II) BiO3 - Bi3+ Langkah 2: Menyetarakan atom selain O dan H (I) 2Cr3+ Cr2O7 2- (II) BiO3 - Bi3+

172 Pengantar ilmu KIMIA b) Metode Perubahan Bilangan Oksidasi Cr3+ + BiO3 - Cr2O7 2- + Bi3+ Langkah 1: Menyetarakan atom selain O dan H 2Cr3+ + BiO3 - Cr2O7 2- + Bi3+ Langkah 2: Menentukan jumlah biloks x koefisien x indeks 2Cr3+ + BiO3 - Cr2O7 2- + Bi3+ +6 +5 -6 +12 -14 +3 Langkah 3: Menentukan jumlah pertambahan biloks dari unsur yang mengalami oksidasi dan jumlah penurunan biloks yang mengalami reduksi. Setarakan unsur yang mengalami perubahan biloks dengan cara dikali agar keduanya menghasilkan angka yang sama. 2Cr3+ + BiO3 - Cr2O7 2- + Bi3+ +6 +5 -6 +12 -14 +3 Reduksi: 2e x3 Oksidasi: 6e x1 2Cr3+ + 3BiO3 - Cr2O7 2- + 3Bi3+

Pengantar ilmu KIMIA 173 B. Elektrokimia 1. Konsep dan Pengertian Elektrokimia Elektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara listrik dan reaksi kimia, dimana reaksi kimia yang berlangsung merupakan reaksi reduksi-oksidasi. Reaksi redoks terjadi pada elektroda, yaitu logam yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit dan mengemban muatan listrik. Anoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi, sedangkan reaksi reduksi terjadi di katoda. 2. Sel Elektrokimia Sel elektrokimia terbagi menjadi dua bagian, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Dimana perbedaan keduanya adalah: Suasana Asam: Langkah 4: Menyetarakan O dengan cara menambahkan H2O pada spesi yang kekurangan O, dimana H2O ditambahkan sebanyak kekurangannya. 2Cr3+ + 3BiO3 - Cr2O7 2- + 3Bi3+ + 2H2O Suasana Basa: Langkah 4: Menyetarakan O dengan cara menambahkan H2O pada spesi yang kelebihan O, dimana H2O ditambahkan sebanyak kelebihannya. 2Cr3+ + 3BiO3 - + 2H2O Cr2O7 2- + 3Bi3+ Langkah 5: Menyetarakan H dengan cara menambahkan H+ pada spesi yang kekurangan H, dimana H+ yang ditambahkan sebanyak kekurangannya. 2Cr3+ + 3BiO3 - + 4H+ Cr2O7 2- + 3Bi3+ + 2H2O (Reaksi sudah setara) Langkah 5: Menyetarakan H dengan cara menambahkan OH- pada spesi yang kekurangan H, dimana OH- yang ditambahkan sebanyak kekurangannya. 2Cr3+ + 3BiO3 - + 2H2O Cr2O7 2- + 3Bi3+ + 4OH- (Reaksi sudah setara)

174 Pengantar ilmu KIMIA Sel Volta Sel Elektrolisis Pada sel volta, reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik. Pada sel elektrolisis, energi listrik digunakan untuk memicu reaksi kimia. Reaksi berlangsung secara spontan (alamiah). Dimana E o sel bernilai positif (+) Reaksi berlangsung secara tidak spontan (tidak alamiah). Dimana E o sel bernilai negatif (-) Katoda bermuatan positif, sedangkan anoda bermuatan negatif. Katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda bermuatan positif. a. Potensial Reduksi Sel (Eo Sel) Nilai potensial reduksi standar (Eo ) pada masingmasing unsur menunjukkan kemampuan suatu unsur untuk melepas elektron (teroksidasi) atau menangkap elektron (tereduksi). Semakin positif nilai potensial reduksi standar (Eo ) suatu unsur, maka semakin mudah mengalami reduksi. Sedangkan semakin negatif nilai potensial reduksi standar (Eo ) suatu unsur, maka semakin mudah mengalami oksidasi. Potensial reduksi sel (Eo sel) merupakan selisih antara potensial reduksi standar (Eo ) zat yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar (Eo ) zat yang mengalami oksidasi.

Pengantar ilmu KIMIA 175 E o sel = Eo Reduksi - E o Oksidasi Nilai Eo sel sangat berhubungan dengan kespontanan reaksi. Apabila Eo sel bernilai positif, maka reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan atau alamiah tanpa menggunakan energi listrik. Sedangkan jika Eo sel bernilai negatif, reaksi tersebut berlangsung secara tidak spontan dan membutuhkan energi listrik untuk memicu reaksi kimia. b. Prinsip Kerja Sel Volta Pada sel volta, elektron yang dilepaskan dari reaksi oksidasi akan mengalir dari anoda menuju katoda, dimana katoda merupakan tempat terjadinya reaksi reduksi. Aliran elektron tersebut akan memicu energi listrik. Sebagai contoh, dilakukan perhitungan Eo sel pada reaksi berikut: Cu2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+ (aq) Dimana, data potensial reduksi standarnya adalah: Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) E o= +0.34 Volt Zn2+ (aq) + 2e Zn E o= -0.76 Volt E o sel = Eo Reduksi - E o Oksidasi E o sel = Eo Cu - E o Zn E o sel = +0.34 – (-0.76) E o sel = +1.10 Volt

176 Pengantar ilmu KIMIA Reaksi di anoda: - Larutan elektrolit di anoda memiliki ion senama degan elektroda yang digunakan. Dimana reaksi penguraiannya adalah ZnSO4(aq) Zn2+(aq) + SO4 2- (aq) - Elektroda berupa logam seng (Zn) mengalami oksidasi dengan reaksi sebagai berikut: Zn(s) 2e + Zn2+(aq) - Sehingga, jumlah logam seng berkurang seiring berjalannya reaksi karena terurai menjadi ion seng (Zn2+) dan melepaskan 2 molekul elektron. Sedangkan jumlah ion seng (Zn2+) di dalam larutan elektrolit bertambah. - 2 molekul elektron mengalir menuju katoda melalui kabel. Reaksi di katoda: - Larutan elektrolit di katoda memiliki ion senama degan elektroda yang digunakan. Dimana reaksi penguraiannya adalah CuSO4 Cu2+ + SO4 2- - 2 molekul elektron yang dilepaskan dari anoda sebagai sumber muatan negatif, mereduksi ion tembaga (Cu2+) menjadi logam tembaga (Cu). Cu2+(aq) + 2e Cu(s) - Sehingga, jumlah logam tembaga (Cu) bertambah seiring berjalannya reaksi. Sedangkan ion tembaga (Cu2+) di dalam larutan elektrolit berkurang. Karena nilai Eo sel positif, maka reaksi dapat berlangsung secara spontan dan dari reaksi tersebut dapat menghasilkan energi sebesar 1.10 Volt. Berikut merupakan prinsip kerja dari sel volta reaksi di atas: Zn Cu Voltmeter 1.10 Volt Zn2+ C u2+ SO4 2- SO4 2- Jembatan Garam Anoda Katoda 2e 2 e

Pengantar ilmu KIMIA 177 Jembatan garam terdiri dari larutan jenuh garam dalam bentuk agar-agar yang berfungsi untuk mengatasi muatan larutan elektrolit yang tidak seimbang karena proses reduksi (katoda) dan oksidasi (anoda). Dimana garam yang digunakan harus bersifat inert dan tidak boleh bereaksi dengan larutan elektrolit di dalam bejana. Selain reaksi redoks pada sel volta, terdapat juga notasi sel volta yang digunakan untuk menggambarkan rangkaian sel volta dan reaksi redoks yang berlangsung di dalamnya. c. Prinsip Kerja Sel Elektrolisis Berbeda dengan sel volta, sumber energi listrik pada sel elektrolisis sangat dibutuhkan untuk memicu terjadinya reaksi reduksi-oksidasi. Sebagai contoh, dilakukan perhitungan Eo sel pada reaksi berikut: Cu(s) + Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) + Zn(s) Dimana, data potensial reduksi standarnya adalah: Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) E o= +0.34 Volt Zn2+ (aq) + 2e Zn E o= -0.76 Volt E o sel = Eo Reduksi - E o Oksidasi Reaksi sel: Katoda: Cu2+ (aq) + 2e Cu(s) Anoda: Zn(s) 2e + Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+ (aq) Notasi sel: Oksidasi || Reduksi Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s) Dimana: garis | menunjukkan batas fase, sedangkan garis || merupakan lambang jembatan garam.

178 Pengantar ilmu KIMIA Reaksi di anoda: - Larutan elektrolit di anoda memiliki ion senama degan elektroda yang digunakan. Dimana reaksi penguraiannya adalah CuSO4 Cu2+ + SO4 2- - Sumber energi listrik dari luar akan memindahkan elektron dari anoda (sehingga anoda bermuatan positif) dan elektroda berupa logam tembaga (Cu) mengalami oksidasi dengan reaksi sebagai berikut: Cu(s) 2e + Cu2+(aq) - 2 molekul elektron dialirkan dari anoda menuju katoda. Reaksi di katoda: - Larutan elektrolit di katoda memiliki ion senama degan elektroda yang digunakan. Dimana reaksi penguraiannya adalah ZnSO4(aq) Zn2+(aq) + SO4 2- (aq) - 2 molekul elektron yang disuplai dari sumber listrik (sehingga katoda bermuatan negatif), membuat ion seng (Zn2+) mengalami reduksi menjadi logam seng (Zn) Zn2+(aq) + 2e Zn(s) E o sel = Eo Zn - E o Cu E o sel = (-0.76) – (+0.34) E o sel = -1.10 Volt Karena nilai Eo sel negatif, maka reaksi tidak dapat berlangsung secara spontan atau secara alamiah. Diperlukan energi listrik sebesar 1.10 volt agar reaksi redoks diatas dapat berlangsung. Zn Cu Sumber Energi Listrik 1.10 Volt Zn2+ C u2+ SO4 2- SO4 2- Jembatan Garam Anoda (+) Katoda (-) 2e 2 e

Pengantar ilmu KIMIA 179 Produk-produk hasil reaksi elektrolisis dapat diprediksi dengan memperhatikan beberapa faktor sebagai berikut: 1) Produk yang dihasilkan di katoda sangat dipengaruhi oleh fase larutan elektrolitnya, apakah larutan atau lelehan/leburan/cairan. Sedangkan jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Pada fase leburan/lelehan/cairan, ion positif dari larutan elektrolit akan selalu tereduksi di katoda. Hal ini disebabkan karena tidak ada air (H2O) di dalam fase tersebut. Sedangkan pada fase larutan, terjadi kompetisi antara ion positif dari larutan elektrolit dengan air. Jika suatu ion positif memiliki nilai Eo yang lebih besar daripada air, maka ion tersebut akan tereduksi di katoda. Sebaliknya, jika air memiliki Eo yang lebih besar dari ion positifnya, maka air yang akan tereduksi di katoda dan menghasilkan ion hidroksida serta gas hidrogen. Reaksi reduksi air adalah: 2H2O(l) + 2e 2OH- + H2(g) Urutan nilai Eo dapat dilihat dari deret volta sebagai berikut: Li<K<Ba<Ca<Na<Mg<Al<Mn<(H2O)<Zn<Fe<Ni<Sn<Pb< H<Cu<Hg<Ag<Pt<Au 2) Produk yang dihasilkan di anoda sangat bergantung dengan elektroda yang digunakan. Jika elektroda yang digunakan adalah elektroda non-inert, maka elektroda tersebut yang otomatis bereaksi di anoda.

180 Pengantar ilmu KIMIA Apabila elektroda yang digunakan adalah inert (Pt, C, Au), maka reaksi di anoda mengikuti urutan prioritas sebagai berikut jika fase elektrolitnya adalah larutan. - Oksidasi ion halida (F- , Cl- , Br- , I- ): 2X- (aq) X2(g) + 2e - Oksidasi Ion Hidroksida (OH- ) : 4OH- (aq) 2H2O(l) + O2(g) + 4e - Oksidasi Air (H2O) : 2H2O(l) 4H+ (aq) + O2(g) + 4e Namun, jika fase elektrolitnya leburan/cairan/lelehan, maka ion negatif dari zat elektrolit tersebut akan otomatis teroksidasi di anoda.

Pengantar ilmu KIMIA 181 ELEKTROLISIS AIR DAN PENGGUNAAN BATERAI Tety Wahyuningsih Manurung, S.Si., M.Si.

182 Pengantar ilmu KIMIA ampak dari semakin mahalnya bahan bakar fosil dan semakin berkurangnya ketersediaannya di alam membuat para ilmuwan mencari sumber energi lain sebagai pengganti. Hidrogen telah lama dianggap sebagai sumber yang sempurna dikarenakan tidak mencemari udara saat terbakar. Namun tantangannya adalah mencari cara untuk memproduksi hidrogen dengan metode yang terjangkau. Strategi baru yang sedang diselidiki adalah fotoelektrolisis, yang dapat menghasilkan energi dengan memecah molekul air menggunakan sel surya. Selain itu, unsur-unsur yang membentuk air, seperti oksigen dan hidrogen, memiliki berbagai kegunaan. Salah satu sumber bahan bakar yang bersih, efisien, dan berkelanjutan adalah hidrogen yang dihasilkan oleh elektrolisis. Teknik ini masih dalam tahap penelitian lebih lanjut dan akan menjadi sumber tenaga yang sangat menjanjikan. Tujuan utama elektrolisis air adalah produksi oksigen bersih dan gas hidrogen. Proses ini melibatkan pengaliran arus listrik melalui air, yang menghasilkan penguraian air menjadi hidrogen dan oksigen. Sebelum masuk lebih dalam mengenai elektrolisis air, maka kita akan membahas terlebih dahulu mengenai elektrolisis. A. Elektrolisis Elektrolisis adalah suatu proses elektrokimia yang membutuhkan energi dari luar. Elektrolisis merupakan proses di mana arus listrik menguraikan suatu zat elektrolit dalam sel elektrolisis. Pada proses elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia (reaksi redoks). Proses tersebut ditemukan oleh Faraday pada D

Pengantar ilmu KIMIA 183 tahun 1820. Elektrolisis merupakan reaksi kebalikan dari sel volta/galvani yaitu dimana proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Pada gambar 1. mengilustrasikan perangkat elektrolisis konvensional, yang juga disebut sebagai sel elektrolisis atau sel elektrolitik. Pada umumnya susunan sel elektrolisi terdiri dari sumber listrik, elektroda dan elektrolit. Sumber listrik yang dipergunakan yaitu sumber arus searah atau DC bisa berupa baterai ataupun akumulator. Elektroda pada sel elektrolisis terdiri dari katoda dan anoda. Elektroda sendiri ada yang bersifat bereaksi (inert) dan bersifat sulit bereaksi (non inert). Contoh elektroda inert yaitu emas (Au), karbon (C) dan platina (Pt) sedangkan tembaga (Cu), seng (Zn) dan besi (Fe) termasuk dalam elektroda non inert. Gambar 1. Ilustrasi sel elektrolisis (proses elektrolisis NaCl) (Jespersen, Hyslop and Brady, n.d.) Terdapat NaCl cair di dalam sel khusus ini yang dapat disebut juga sebagai elektrolit. Material yang mengalami elektrolisis harus dalam wujud cair atau larutan agar

184 Pengantar ilmu KIMIA konduksi dapat terjadi dan ion-ion dapat bergerak dengan bebas. Setelah dicelupkan ke dalam sel, elektroda inert atau elektroda yang tidak akan bereaksi dengan NaCl cair atau produk elektrolisis kemudian dihubungkan ke suplai listrik arus searah (DC). Elektron diambil dari satu elektroda dan didorong ke elektroda lainnya melalui kabel eksternal oleh sumber DC, yang bertindak sebagai "pompa elektron". Elektroda yang kehilangan elektronnya menjadi bermuatan positif, sedangkan elektroda lainnya menjadi bermuatan negatif. Ketika listrik mulai mengalir, perubahan kimia mulai terjadi. Oksidasi terjadi pada elektroda positif ketika elektron ditarik dari ion klorida yang bermuatan negatif. Akibatnya, elektroda positif berubah menjadi anoda karena perubahan sifat kimia. Elektron dipompa dari sumber DC ke elektroda negatif melalui sirkuit listrik eksternal. Katoda atau elektroda negatif, adalah tempat terjadinya reduksi dalam hal ini karena elektron didorong ke ion natrium yang bermuatan positif. Perubahan kimia yang terjadi pada elektroda dapat dijelaskan dengan persamaan (1) berikut, ( ) ( ) (katoda) ( ) ( ) (anoda) (1) Seluruh reaksi yang terjadi dalam sel elektrolisis disebut sebagai reaksi sel, seperti halnya dalam sel galvanik. Untuk memastikan bahwa jumlah elektron yang diperoleh dalam satu setengah reaksi sama dengan jumlah yang hilang di reaksi lainnya, kita menambahkan setengah reaksi elektroda individu bersama-sama untuk mendapatkannya.

Pengantar ilmu KIMIA 185 Persamaan reaksi yang terjadi dapat diliat pada persamaan (2). Kita ketahui bahwa garam dapur cukup stabil dan biasanya tidak terurai karena reaksi terbalik, yaitu dimana reaksi natrium (Na) dan klorin (Cl) membentuk NaCl terjadi sangat spontan. Oleh karena itu, kata elektrolisis dituliskan di atas tanda panah seperti dalam persamaan (3) untuk menunjukkan bahwa listrik merupakan katalisator untuk reaksi yang tidak spontan ini. ( ) ( ) → ( ) ( ) (3) Banyak variabel yang memengaruhi seberapa baik elektrolisis atau transfer elektron bekerja, yaitu : 1. Jumlah kation dan anion yang tersedia dalam larutan. 2. Tingkat mobilitas ion untuk mencapai elektroda. 3. Energi aktivasi yang diperlukan untuk transfer elektron dari elektroda ke ion elektrolit. 4. Efek gelembung gas yang mengelilingi elektroda pada transfer elektro lebih lanjut, dll. B. Elektrolisis Air Prinsip dari elektrolisis air sama seperti prinsip elektrolisis pada umumnya dimana di dalam air terdapat dua elektroda atau pelat yang terbuat dari logam inert, seperti iridium (Ir) atau platina (Pt). Pelat ini dihubungkan

186 Pengantar ilmu KIMIA ke sumber daya DC. Pada permukaan katoda hidrogen akan muncul dan oksigen akan muncul di permukaan anoda. Ketika elektrolisis dilakukan dalam larutan berair, reaksi elektroda akan lebih sulit diprediksi karena pada elektroda terdapat reaksi yang saling bersaing. Selain potensi oksidasi dan reduksi dari zat terlarut, kita juga perlu memperhitungkan oksidasi dan reduksi air. Kita dapat mengambil contoh yaitu elektrolisis dilakukan pada larutan kalium sulfat dimana produknya adalah hidrogen dan oksigen. Pada katoda, air akan tereduksi, bukan K+ dan pada anoda air akan dioksidasi, bukan ion sulfat (persamaan (4)). ( ) ( ) ( ) (katoda) ( ) ( ) ( ) ( ) (anoda) (4) Gambar 2. Elektrolisis larutan kalium sulfat dengan adanya indikator asam-basa (Jespersen, Hyslop and Brady, n.d.) Pada gambar 2. perubahan warna indikator asam-basa dalam larutan menunjukkan di sekitar katoda menjadi basa dan terbentuknya OH- , sedangkan di sekitar anoda menjadi asama dan terbentuknya H+ . Gambar (a) berwarna kuning mengindikasikan bahwa larutan bersifat netral (tidak asam

Pengantar ilmu KIMIA 187 maupun basa) ketika saat elektrolisis berlangsung pada gambar (b) H+ diproduksi di anoda (bersama dengan O2) sehingga menyebabkan larutan di sekitarnya berubah warna menjadi merah muda. Di sekitar elektroda berubah warna menjadi ungu kebiruan akibat dari H2 yang berubah dan ion OHterbentuk. (c) Warna yang semula menjadi ungu kebiruan berubah menjadi menjadi kuning kembali akibat ion H+ dan OHsaling menetralkan satu sama lain karena proses elektrolisis yang berhenti dan dilakukan pengadukan. Selain itu, gas H2 dan O2 dapat dikumpulkan secara terpisah. Agar dapat lebih memahaminya lagi kita bisa mengambil contoh jika pada katoda kita memiliki reaksi sebagai berikut, ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Air jauh lebih mudah direduksi daripada K+ dikarenakan air memiliki potensial reduksi standar yang jauh lebih negatif daripada K+ . Akibatnya, ketika elektrolisis dilakukan, zat yang lebih mudah tereduksi akan tereduksi dan kita akan mengamati H2 yang terbentuk di katoda. Berikut ini adalah setengah reaksi oksidasi yang mungkin terjadi pada anoda : ( ) ( ) ( ) ( ) Dengan data nilai potensial sel, kita akan menuliskan dengan arah yang berlawanan, dimana : ( ) ( )

188 Pengantar ilmu KIMIA ( ) ( ) Nilai E° menunjukkan bahwa S2O8 2- jauh lebih mudah tereduksi dibandingkan O2. Tetapi jika S2O8 2- lebih mudah tereduksi, maka SO4 2- akan lebih mudah teroksidasi. Dapat dikatakan bahwa reaksi setengah dengan potensial standar reduksi yang lebih kecil akan lebih mudah terjadi sebagai oksidasi. Akibatnya, ketika elektrolisis dilakukan, H2O yang teroksidasi, bukan SO4 2- dan kita mengamati O2 terbentuk di anoda. Hal ini memungkinkan untuk menghasilkan reaksi sel keseluruhan yang sama untuk elektrolisis larutan K2SO4 seperti sebelumnya. Setiap kali reaksi anoda terjadi satu kali, reaksi katoda harus terjadi dua kali karena jumlah elektron yang hilang dan diterima harus sama. ( ) ( ) ( ) (katoda) ( ) ( ) ( ) ( ) (anoda) Untuk mendapatkan reaksi sel, koefisien air digabungkan dan menghentikan elektron di kedua sisi setelah penambahan sesuai dengan persamaan reaksi berikut ini : ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Kita lihat bahwa ion hidrogen dan ion hidroksida dihasilkan dalam jumlah yang sama dan terlihat pada gambar 12.2 ketika larutan diaduk, keduanya bergabung membentuk air. → ( ) ( )

Pengantar ilmu KIMIA 189 C. Penggunaan Baterai Baterai adalah salah satu aplikasi yang paling terkenal untuk sel galvanik. Di dalam baterai, Ketika dilakukan pengisian terjadi perubahan energi listrik menjadi kimia sedangkan pada saat pengeluaran/discharge, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Baterai diklasifikasikan sebagai sel primer dimana yang tidak dirancang untuk diisi ulang dan dibuang setelah energinya habis atau sel sekunder yaitu sel yang dirancang untuk digunakan berulang kali dan dapat diisi ulang. Baterai utama atau baterai sel kering menggunakan padatan atau pasta dari larutan sebagai reaktan untuk memaksimalkan output listrik per satuan massa. Baterai sel kering terdiri dari: wadah seng yang berperan sebagai anoda (oksidasi); batang grafit yang berfungsi sebagai katoda (reduksi) yang dikelilingi oleh pasta dari MnO2, NH4Cl, dan ZnCl2 (atau, pada sel kering basa, pasta elektrolit KOH). Penggunaan reaktan yang sangat pekat atau padat memiliki efek menguntungkan dimana konsentrasi reaktan dan produk tidak banyak berubah saat baterai dikosongkan sehingga tegangan output tetap sangat konstan selama proses pengosongan. Namun hal ini berbeda dengan sel Zn/Cu, yang outputnya menurun secara logaritma ketika reaksi berlangsung. Ketika sebuah baterai terdiri dari lebih dari satu sel galvanik, yang dihubungkan secara seri-yaitu, dengan terminal positif (+) dari satu sel terhubung ke terminal negatif (-) dari sel berikutnya. Oleh karena itu, tegangan

190 Pengantar ilmu KIMIA keseluruhan baterai adalah jumlah tegangan masing-masing sel. Sel baterai yaitu elektroda negatif (katoda) yang berfungsi memberikan elektron dan elektroda positif (anoda) yang berfungsi sebagai penerima elektron. Baterai sekunder atau baterai penyimpanan, sebagai contohnya yaitu baterai timbal-asam yang digunakan pada mobil. Anoda pada baterai ini adalah kisi-kisi timbalantimon atau paduan dari timbal-kalsium yang dikemas dengan spon timbal sedangkan katodanya adalah timbal (IV) oksida. Elektrolit pada baterai sekunder adalah asam sulfat encer. Baterai ini terdiri dari banyak sel kecil yang terhubung secara paralel (anoda ke anoda; katoda ke katoda). Baterai dalam penggunaan sehari-hari dapat bekerja secara efisien, bahan baku pembuatannya mudah didapatkan dan bernilai ekonomis serta harus ramah lingkungan dan memiliki kapasitas yang tinggi. Baterai litium ion adalah salah satu dari jenis baterai yang efisien yang merupakan baterai sekunder. Elektron akan mengalir dari negatif ke positif ketika baterai digunakan dengan cara menghubungkan beban pada terminal dari baterai (discharge). Dan elektron akan mengalir dari positif ke negatif ketika sumber energi luar dihubungkan ke baterai sekunder sehingga terjadi pengisian muatan pada baterai. Daftar Pustaka