PERKEMBANGAN POLITIK DAN EKONOMI PADA MASA REFORMASI

1. Munculnya Gerakan Reformasi

Reformasi merupakan suatu perubahan tatanan perikehidupan lama dengan tatanan perikehidupan yang baru dan secara hukum menuju ke arah perbaikan. Gerakan reformasi, pada tahun 1998 merupakan suatu gerakan untuk mengadakan pembaharuan dan perubahan, terutama perbaikan dalam bidang politik, sosial, ekonomi, dan hukum.

Buah perjuangan dari reformasi itu tidak dapat dipetik dalam waktu yang singkat, namun membutuhkan proses dan waktu. Masalah yang sangat mendesak, adalah upaya untuk mengatasi kesulitan masyarakat banyak tentang masalah kebutuhan pokok (sembako) dengan harga yang terjangkau oleh rakyat.

Sementara itu, melihat situasi politik dan kondisi ekonomi Indonesia yang semakin tidak terkendali, rakyat menjadi semakin kritis menyatakan pemerintah Orde Baru tidak berhasil menciptakan kehidupan masyarakat yang makmur, adil, dan sejahtera. Oleh karena itu, munculnya gerakan reformasi bertujuan untuk memperbaharui tatanan kehidupan bermasyarakat, berbangsa dan bernegara.

Beberapa agenda reformasi yang disuarakan para mahasiswa anatara lain sebagai berikut :

• Adili Soeharto dan kroni-kroninya.
• Amandemen UUD 1945
• Penghapusan Dwi Fungsi ABRI
• Otonomi daerah yang seluas-luasnya
• Supremasi hukum
• Pemerintahan yang berisi dari KKN (Korupsi, Kolusi, Nepotisme).

2. Kronologi Reformasi

Pada awal bulan Maret 1998 melalui Sidang Umum MPR, Soeharto terpilih kembali menjadi Presiden Republik Indonesia, serta melaksanakan pelantikan Kabinet Pembangunan VII. Namun pada saat itu semakin tidak kunjung membaik. Perekonomian mengalami kemerosotan dan masalah sosial semakin menumpuk. Kondisi dan siutasi seperti ini mengundang keprihatinan rakyat.

Mamasuki bulan Mei 1998, para mahasiswa dari berbagai daerah mulai bergerak menggelar demostrasi dan aksi keprihatinan yang menuntut turunya Soeharto dari kursi kepresidenannya.

Pada tanggal 12 Mei 1998 dalam aksi unjuk rasa mahasiswa Universitas Trisakti, terjadi bentrokan dengan aparat keamanan yang menyebabkan tertembaknya empat mahasiswa hingga tewas.

Pada tanggal 19 Mei 1998 puluhan ribu mahasiswa dari berbagai perguruan tinggi di Jakarta dan sekitarnya berhasil menduduki Gedung DPR/MPR. Pada tanggal itu pula di Yogyakarta terjadi peristiwa bersejarah. Kurang lebih sejuta umat manusia berkumpul di alun-alun utara kraton Yogyakarta untuk mndengarkan maklumat dari Sri Sultan Hamengku Bowono X dan Sri Paku Alam VII. Inti isi dari maklumat itu adalah menganjurkan kepada seluruh masyarakat untuk menggalang persatuan dan kesatuan bangsa.

Pada tanggal 20 Mei 1998, Presiden Soeharto mengundang tokoh-tokoh bangsa Indonesia untuk dimintai pertimbangannya membentuk Dewan Reformasi yang akan diketuai oleh Presiden Soeharto, namun mengalami kegagalan.

Pada tanggal 21 Mei 1998, pukul 10.00 WIB bertempat di Istana Negara, Presiden Soeharti meletakkan jabatannya sebagai presiden di hadapan ketua dan beberapa anggota dari Mahkamah Agung. Presiden menunjuk Wakil Presiden B.J. Habibie untuk menggantikannya menjadi presiden, serta pelantikannya dilakukan didepan Ketua Mahkamah Agung dan para anggotanya. Maka sejak saat itu, Presiden Republik Indonesia dijabat oleh B.J. Habibie sebagai presiden yang ke-3.

»»  READMORE...

I.      LATAR BELAKANG LAHIRNYA ORDE BARU

Orde baru merupakan sebuah istilah yang digunakan untuk memisahkan antara kekuasaan masa Sukarno(Orde Lama) dengan masa Suharto. Sebagai masa yang menandai sebuah masa baru setelah pemberontakan PKI tahun 1965.

Orde baru lahir sebagai upaya untuk :

      Mengoreksi total penyimpangan yang dilakukan pada masa Orde Lama.

      Penataan kembali seluruh aspek kehidupan rakyat, bangsa, dan negara Indonesia.

      Melaksanakan Pancasila dan UUD 1945 secara murni dan konsekuen.

      Menyusun kembali kekuatan bangsa untuk menumbuhkan stabilitas nasional guna mempercepat proses pembangunan bangsa.

Latar belakang lahirnya Orde Baru :

1.      Terjadinya peristiwa Gerakan 30 September 1965.

2.      Keadaan politik dan keamanan negara menjadi kacau karena peristiwa Gerakan 30 September 1965 ditambah adanya konflik di angkatan darat yang sudah berlangsung lama.

3.      Keadaan perekonomian semakin memburuk dimana inflasi mencapai 600% sedangkan upaya pemerintah melakukan devaluasi rupiah dan kenaikan harga bahan bakar menyebabkan timbulnya keresahan masyarakat.

4.      Reaksi keras dan meluas dari masyarakat yang mengutuk peristiwa pembunuhan besar-besaran yang dilakukan oleh PKI. Rakyat melakukan demonstrasi menuntut agar PKI berserta Organisasi Masanya dibubarkan serta tokoh-tokohnya diadili.

5.      Kesatuan aksi (KAMI,KAPI,KAPPI,KASI,dsb) yang ada di masyarakat bergabung membentuk Kesatuan Aksi berupa “Front Pancasila” yang selanjutnya lebih dikenal dengan “Angkatan 66” untuk menghacurkan tokoh yang terlibat dalam Gerakan 30 September 1965.

6.      Kesatuan Aksi “Front Pancasila” pada 10 Januari 1966 di depan gedung DPR-GR mengajukan tuntutan”TRITURA”(Tri Tuntutan Rakyat)  yang berisi :

ü      Pembubaran PKI berserta Organisasi Massanya

ü      Pembersihan Kabinet Dwikora

ü      Penurunan Harga-harga barang.

7.      Upaya reshuffle kabinet Dwikora pada 21 Februari 1966 dan Pembentukan Kabinet Seratus Menteri tidak juga memuaskan rakyat sebab rakyat menganggap di kabinet tersebut duduk tokoh-tokoh yang terlibat dalam peristiwa Gerakan 30 September 1965.

8.      Wibawa dan kekuasaan presiden Sukarno semakin menurun setelah upaya untuk mengadili tokoh-tokoh yang terlibat dalam peristiwa Gerakan 30 September 1965 tidak berhasil dilakukan meskipun telah dibentuk Mahkamah Militer Luar Biasa(Mahmilub).

9.      Sidang Paripurna kabinet dalam rangka mencari solusi dari masalah yang sedang bergejolak tak juga berhasil. Maka Presiden mengeluarkan Surat Perintah Sebelas Maret 1966 (SUPERSEMAR) yang ditujukan bagi Letjen Suharto guna mengambil langkah yang dianggap perlu untuk mengatasi keadaan negara yang semakin kacau dan sulit dikendalikan.

Upaya menuju pemerintahan Orde Baru :

     Setelah dikelurkan Supersemar maka mulailah dilakukan penataan pada kehidupan berbangsa dan bernegara sesuai dengan Pancasila dan UUD 1945. Penataan dilakukan di dalam lingkungan lembaga tertinggi negara dan pemerintahan.

     Dikeluarkannya Supersemar berdampak semakin besarnya kepercayaan rakyat kepada pemerintah karena Suharto berhasil memulihkan keamanan dan membubarkan PKI.

     Munculnya konflik dualisme kepemimpinan nasional di Indonesia. Hal ini disebabkan karena saat itu Soekarno masih berkuasa sebagai presiden sementara Soeharto menjadi pelaksana pemerintahan.

     Konflik Dualisme inilah yang membawa Suharto mencapai puncak kekuasaannya karena akhirnya Sukarno mengundurkan diri  dan menyerahkan kekuasaan pemerintahan kepada Suharto.

     Pada tanggal 23 Februari 1967, MPRS menyelenggarakan sidang istimewa untuk mengukuhkan pengunduran diri Presiden Sukarno dan mengangkat Suharto sebagai pejabat Presiden RI. Dengan Tap MPRS No. XXXIII/1967 MPRS mencabut kekuasaan pemerintahan negara dan menarik kembali mandat MPRS dari Presiden Sukarno .

     12 Maret 1967 Jendral Suharto dilantik sebagai Pejabat Presiden Republik Indonesia. Peristiwa ini menandai berakhirnya kekuasaan Orde Lama dan dimulainya kekuasaan Orde Baru.

     Pada Sidang Umum bulan Maret 1968 MPRS mengangkat Jendral Suharto sebagai Presiden Republik Indonesia.

II.        KEHIDUPAN POLITIK MASA ORDE BARU

Upaya untuk melaksanakan Orde Baru :

§         Melakukan pembaharuan menuju perubahan seluruh tatanan kehidupan masyarakat berbangsa dan bernegara.

§         Menyusun kembali kekuatan bangsa menuju stabilitas nasional guna mempercepat proses pembangunan menuju masyarakat adil dan makmur.

§         Menetapkan Demokrasi Pancasila guna melaksanakan Pancasila dan UUD 1945 secara murni dan konsekuen.

§         Melaksanakan Pemilu secara teratur serta penataan pada lembaga-lembaga negara.

Pelaksanaan Orde Baru :

ü      Awalnya kehidupan demokrasi di Indonesia menunjukkan kemajuan.

ü      Perkembangannya, kehidupan demokrasi di Indonesia  tidak berbeda dengan masa Demokrasi Terpimpin.

ü      Untuk menjalankan Demokrasi Pancasila maka Indonesia memutuskan untuk menganut sistem pemerintahan berdasarkan Trias Politika(dimana terdapat tiga pemisahan kekuasaan di pemerintahan yaitu Eksekutif,Yudikatif, Legislatif) tetapi itupun tidak diperhatikan/diabaikan.

Langkah yang diambil pemerintah untuk penataan  kehidupan Politik :

A.    PENATAAN POLITIK DALAM NEGERI

1.     Pembentukan Kabinet Pembangunan

Kabinet awal pada masa peralihan kekuasaan (28 Juli 1966) adalah Kabinet AMPERA dengan tugas yang dikenal dengan nama Dwi Darma Kabinet Ampera yaitu untuk menciptakan stabilitas politik dan ekonomi sebagai persyaratan untuk melaksanakan pembangunan nasional. Program Kabinet AMPERA  yang disebut Catur Karya Kabinet AMPERA adalah sebagai berikut.

     Memperbaiki kehidupan rakyat terutama di bidang sandang dan pangan.

     Melaksanakan pemilihan Umum dalam batas waktu yakni 5 Juli 1968.

     Melaksanakan politik luar negeri yang bebas aktif untuk kepentingan nasional.

     Melanjutkan perjuangan anti imperialisme dan kolonialisme dalam segala bentuk dan manifestasinya.

Selanjutnya setelah sidang MPRS tahun 1968 menetapkan Suharto sebagai presiden untuk masa jabatan 5 tahun maka dibentuklah kabinet yang baru dengan nama Kabinet Pembangunan dengan tugasnya yang disebut dengan Pancakrida, yang meliputi :

      Penciptaan stabilitas politik dan ekonomi

      Penyusunan dan pelaksanaan Rencana Pembangunan Lima Tahun Tahap pertama

      Pelaksanaan Pemilihan Umum

      Pengikisan habis sisa-sisa Gerakan 3o September

      Pembersihan aparatur negara di pusat pemerintahan dan daerah dari pengaruh PKI.

2.     Pembubaran PKI dan Organisasi masanya

Suharto sebagai pengemban Supersemar guna menjamin keamanan, ketenangan, serta kestabilan jalannya pemerintahan maka melakukan :

      Pembubaran PKI pada tanggal 12 Maret 1966 yang diperkuat dengan dikukuhkannya Ketetapan MPRS No. IX Tahun 1966..

»»  READMORE...

Politik Luar Negeri Indonesia: Antara Idealisme dan Rasionalisme

DALAM kata pengantarnya terhadap buku Indonesian Foreign Policy and the Dilemma of Dependence (1976), George Kahin berargumen bahwa politik luar negeri Indonesia senantiasa amat dipengaruhi oleh politik domestik. Dan pada saat yang sama dipengaruhi oleh usaha untuk memperluas akses terhadap sumber-sumber daya eksternal tanpa mengorbankan kemerdekaannya.Dari waktu ke waktu, argumen ini belum hilang relevansinya. Persoalan mencari titik kesetimbangan antara dinamika politik domestik dan usaha Indonesia mendapatkan sumber daya eksternal tanpa mengorbankan prinsip kemandirian dan kemerdekaan selalu menjadi persoalan pelik bagi setiap rezim pemerintahan kita, baik dari masa Soekarno hingga pemerintahan Megawati saat ini.

Persoalan inilah yang sejatinya berusaha dikonfrontasi oleh Bung Hatta dalam pidatonya Mendayung di Antara Dua Karang, yang disampaikan oleh Bung Hatta di muka Badan Pekerja Komite Nasional Pusat di Yogyakarta pada 1948. Hatta dengan jeli menangkap potensi konflik internal antarkelompok elite setelah persetujuan Linggarjati dan Renville.Ia menyimpulkan bahwa pro-kontra terhadap kedua persetujuan antara pemerintah Indonesia yang baru merdeka dan pemerintah kerajaan Belanda itu sebenarnya merupakan gambaran konkret dari dinamika politik internasional yang diwarnai pertentangan politik antara dua adikuasa ketika itu, Amerika Serikat dan Uni Soviet. Ketika itulah Hatta mulai memformulasikan adagium politik luar negeri kita yang bebas dan aktif.

Bila diamati dengan cermat, sebagaimana ditemukan dalam sebuah tulisan Bung Hatta di jurnal internasional terkemuka Foreign Affairs (vol 51/3, 1953), politik luar negeri bebas aktif diawali dengan usaha pencarian jawaban atas pertanyaan konkret: have then Indonesian people fighting for their freedom no other course of action open to them than to choose between being pro-Russian or pro-American? The government is of the opinion that position to be taken is that Indonesia should not be a passive party in the arena of international politics but that it should be an active agent entitled to determine its own standpoint. The policy of the Republic of Indonesia must be resolved in the light of its own interests and should be executed in consonance with the situations and facts it has to face.

Tampak jelas bahwa ide dasar politik luar negeri bebas aktif yang dikemukakan oleh Hatta sama sekali bukan retorika kosong mengenai kemandirian dan kemerdekaan, akan tetapi dilandasi pemikiran rasional dan bahkan kesadaran penuh akan prinsip-prinsip realisme dalam menghadapi dinamika politik internasional dalam konteks dan ruang waktu yang spesifik. Bahkan dalam pidato tahun 1948 tersebut, Hatta dengan tegas menyatakan, percaya akan diri sendiri dan berjuang atas kesanggupan kita sendiri tidak berarti bahwa kita tidak akan mengambil keuntungan daripada pergolakan politik internasional.

Pelajaran terpenting yang bisa kita ambil dari para founding fathers kita adalah bahwa politik internasional tidak bisa dihadapi dengan sentimen belaka. Namun, dengan realitas dan logika yang rasional. Contoh yang paling sering disebut adalah pilihan yang diambil Uni Soviet pada 1935 ketika ia harus menghadapi kelompok fasis pimpinan Hitler. Para pemimpin Uni Soviet menyerukan kader dan sekutunya di seluruh dunia untuk mengurangi permusuhan dengan kelompok kapitalis dan menyerukan dibentuknya front bersama melawan fasisme. Kemudian pada 1939, Uni Soviet mengadakan kerja sama nonagresi dengan musuhnya sendiri, Jerman. Dengan itu, Soviet terbebaskan untuk beberapa waktu lamanya dari ancaman penaklukan. Contoh inilah yang dikemukakan Hatta untuk menggambarkan betapa politik internasional sedapat mungkin dijauhkan dari prinsip sentimental dan didekatkan pada prinsip realisme.

Dalam menghadapi dilema di atas, Soekarno dan Soeharto–dua presiden yang lama berkuasa–menghadapinya dengan cara yang berbeda. Soekarno menjalankan politik luar negeri Indonesia yang nasionalis dan revolusioner. Hal ini tecermin dari politik konfrontasi dengan Malaysia, penolakan keras Soekarno terhadap bantuan keuangan Barat dengan jargon go to hell with your aid, dan pengunduran diri Indonesia dari keanggotaannya dalam Perserikatan Bangsa-Bangsa (PBB). Landasan pemikiran Soekarno adalah Indonesia harus menolak perluasan imperialisme dan kembalinya kolonialisme. Dan pembentukan Malaysia, bantuan keuangan Barat serta PBB, dalam pemikiran Soekarno ketika itu, adalah representasi imperialisme dan kolonialisme.

Di lain pihak, Soeharto menghadapinya dengan cara yang berbeda. Soeharto dan Orde Baru-nya tidak menolak hubungan dengan negara-negara Barat, dan pada saat yang bersamaan berusaha untuk menjaga independensi politik Indonesia. Paling tidak hal ini bisa dilihat dari kenyataan bahwa Indonesia melalui ASEAN menolak kehadiran kekuatan militer Barat di kawasan regional Asia Tengggara. Perlu diperhatikan bahwa Hatta, Soekarno, dan Soeharto bekerja dalam konteks Perang Dingin dengan fixed-premis-nya mengenai dunia yang bipolar, terbagi dua antara Blok Barat dan Timur.

Tren demokratisasi

Dengan berlangsungnya proses transisi menuju demokrasi, beberapa pertanyaan muncul: akankah sebuah rezim demokratis yang solid bisa dihadirkan di Indonesia? Ataukah rezim otoriter, dengan beragam bentuk dan levelnya, tetap mewarnai politik domestik Indonesia dan pada akhirnya wajah sentralistis dari perumusan kebijakan luar negeri kita tetap dominan?

Di sisi lain, politik internasional pun mengalami perubahan fundamental. Setelah Perang Dingin usai, yang ditandai dengan runtuhnya tembok Berlin yang menyimbolisasi dunia yang bipolar dan pecah berantakannya negara Uni Soviet, format konstelasi politik internasional belum lagi menemukan bentuknya. Variabel yang harus diperhatikan pun semakin kompleks setelah terjadinya aksi terorisme ke New York dan Washington pada 11 September 2001. Perang melawan teror yang dikampanyekan Amerika Serikat di seluruh dunia, amanat demokratisasi dan juga tantangan-tantangan baru yang muncul setelah Perang Dingin membawa kita pada satu pertanyaan: di manakah dan bagaimanakah Indonesia menempatkan dirinya?

Tampaknya peristiwa 11 September 2001 dan segala konsekuensi yang mengikutinya menunjukkan dengan sangat jelas, baik kepada warga negara biasa ataupun para pembuat kebijakan, bahwa politik domestik Indonesia sangat terkait erat dengan dinamika politik internasional dan demikian pula sebaliknya. Bila dulu dikenal adagium foreign policy begins at home, yang menyiratkan pengertian bahwa politik luar negeri merupakan cerminan dari politik dalam negeri, maka kini kita bisa saksikan bahwa politik domestik bisa amat dipengaruhi oleh dinamika eksternal kita.

Menteri Luar Negeri Hassan Wirajuda dalam pernyataan pers Departemen Luar Negeri (Deplu) yang dikeluarkan awal 2002 ini menyebut faktor ‘intermestik’, yakni keharusan untuk mendekatkan faktor internasional dan faktor domestik dalam mengelola diplomasi. Artinya, diplomasi tidak lagi hanya dipahami dalam kerangka memproyeksikan kepentingan nasional Indonesia ke luar, tapi diplomasi juga menuntut kemampuan untuk mengomunikasikan perkembangan-perkembangan dunia luar ke dalam negeri. Konsekuensi logis dari situsi ini adalah bahwa kita harus mampu berpikir outward-looking dan inward-looking pada saat bersamaan.

Sudah jelas bagi kita bahwa setelah Perang Dingin usai, isu utama dalam politik internasional bergeser dari rivalitas ideologis dan militer mejadi isu-isu mengenai kesejahteraan ekonomi yang mewujud dalam usaha meliberalisasi perdagangan dunia, demokrasi, dan perlindungan terhadap lingkungan hidup. Singkatnya, di samping isu yang state-centric, isu-isu yang nonstate centric semakin mendapatkan perhatian.

Isu-isu ini tidak meniadakan isu keamanan dan isu militer lama, akan tetapi banyak aspek dari isu keamanan mengalami perubahan bentuk. Pada dekade 1990-an, isu keamanan nontradisional berbasis maritim semakin mengemuka. Statistik memperlihatkan bahwa isu keamanan nontradisional seperti pembajakan (piracy at sea), people smuggling, human-trafficking, serta isu small arms transfer semakin meningkat frekuensinya. Bagi negara kepulauan dengan batas wilayah yang terbuka dan luas seperti Indonesia, tentu saja hal ini menjadi persoalan yang harus mendapat perhatian utama.

Diplomasi kita telah berhasil mengadvokasi kepentingan Indonesia melalui diakuinya status Indonesia sebagai negara kepulauan melalui Law of The Sea Convention pada 1982. Dalam sebuah tulisannya, Professor Hasjim Djalal menyebutkan bahwa penerapan status kepulauan ini telah memperluas wilayah laut Indonesia hingga 5 juta kilometer persegi! Karena itu, menjaga kedaulatan dan keamanan laut dan udara di atasnya akan menjadi tantangan terbesar bagi Indonesia di masa yang akan datang. Hal ini tidak hanya menjadi tugas angkatan bersenjata kita untuk semakin mengorientasikan diri pada pengembangan kapasitas kelautan dan udara daripada terus-menerus bertumpu pada kekuatan teritorial darat yang bisa dikatakan semakin tidak relevan apabila dikaitkan jenis dan bentuk ancaman yang baru tersebut.

Tentunya, kebijakan luar negeri kita harus mampu meneruskan keberhasilan diplomasi bidang kemaritiman yang sudah berhasil dicapai dan menginkorporasikannya dengan tantangan berbasis maritim seperti tersebut di atas. Kelak kita perlu memilih apakah Indonesia akan memaksimalkan potensinya menjadi sebuah maritime power sungguhan atau hanya menjadikannya sebagai legenda historis nenek moyang.

Demokratisasi dan juga situasi eksternal yang berubah cepat juga menimbulkan situasi di mana keterlibatan sebanyak mungkin aktor, baik negara ataupun nonnegara, dalam kebijakan luar negeri Indonesia semakin tidak terhindarkan. Kasus Timor Timur menjadi pelajaran penting karena ia memperlihatkan bagaimana advokasi kelompok-kelompok nonnegara yang bergerak dalam bidang HAM sangat efektif dalam proses perjuangan masyarakat Timor Timur mencapai kemerdekaannya. Sementara, Indonesia sangat terlambat dalam melibatkan beragam aktor nonnegara dalam berbagai isu.

Kendala utamanya tampaknya terletak pada mindset kita bahwa kedaulatan negara dipahami sebagai sebuah konsepsi yang state-centric, sehingga isu-isu seperti hak asasi manusia, lingkungan hidup, dan human security yang tentu saja akan melibatkan aktor-aktor nonnegara dianggap sebagai isu yang akan mereduksi kedaulatan dari state. Padahal, sebagaimana disebutkan di awal tulisan ini, politik luar negeri harus dibimbing tidak hanya oleh prinsip-prinsip ideasional belaka, tapi harus pula dibimbing oleh prinsip-prinsip rasional. Ketika situasi dan tantangan yang ada semakin menuntut keterlibatan lebih banyak aktor untuk menghadapinya maka tidak ada pilihan lain selain mengakomodasinya. Di samping itu, demokratisasi menuntut keadaan ketika semua orang atau kelompok memiliki akses yang sama terhadap perumusan kebijakan, termasuk kebijakan luar negeri. Hal terakhir yang penting adalah prinsip bebas aktif harus ditafsirkan sebagai sebuah situasi di mana Indonesia bebas memilih dengan siapa ia bisa memajukan kepentingan nasionalnya secara aktif. Karena kita tidak lagi hidup dalam dunia dikotomis seperti pada masa Perang Dingin

»»  READMORE...

BARISAN DAN DERET

Definisi Barisan :

Barisan adalah daftar urutan bilangan dari kiri ke kanan yang mempunyai karakteristik atau pola tertentu. Setiap bilangan dalam barisan merupakan suku dalam barisan. 

Contoh :

1,2,3,4,5,6,…,…,…,…,… dst

2,4,6,8,10,12,…,…,…,… dst

Definisi deret :

Penjumlahan suku-suku dari suatu barisan disebut deret. Jika U₁,U₂,U_3,…..Un maka U₁ + U₂ + U₃ +… +Un adalah deret.

Contoh :

1 + 2 + 3 + 4 +… + Un

2 + 4 + 6 + 8 +… + Un

A.    Baris dan Deret Aritmatika

Definisi baris aritmatika :

Jika beda antara suatu suku apa saja dalam suatu barisan dengan suku sebelumnya adalah suatu bilangan tetap b maka barisan ini adalah barisan aritmatika. Bilangan tetap b itu dinamakan beda dari barisan.

Polanya : a, a+b, a+2b, a+3b,…..,a+(n-1)b

Dengan

o   a = U₁= Suku pertama       

o   b = beda

o   n = banyaknya suku

o   U_n = Suku ke-n

 

Suku pertamanya adalah 3 (a=3) dan bedanya adalah 2 (b=2), banyaknya suku ada 5 (n=5), suku ke-5 adalah 11 (U₅ = 11).

Deret aritmatika adalah jumlah dari baris aritmatika.

            Contoh : 3 + 5 + 7 + 9 + 11   

o   Ut = Suku tengah

o   Sn = Jumlah n suku pertama  

Berikut adalah cara untk mengetahui nilai dari beberapa hal yang disebut di atas :

·         Beda

b = U_n – U_n-1

·         Suku ke-n

Un = a + (n-1)b

Un = S_n – S_n-1

·         Jumlah n suku pertama

S_n = ½ n (U₁ + U_n)

S_n = ½ n ( 2a + (n-1)b )

·         Nilai tengah

U_t = ½ (U₁ + U_n)

B.     BARIS DAN DERET GEOMETRI

Definisi barisan geometri :

            Jika rasio antara suku apa saja dalam suatu barisan dengan suku sebelumnya merupakan suatu bilangan tetap r maka barisan tersebut adalah barisan geometri.bilangan tetap r disebut rasio dari barisan.

Contoh :

2,6,18,48….. adalah barisan geometri dengan rasio 3. Artinya adalah nilai pada Un = 3U_n-1.

           

Definisi deret geometri :

Jika U₁,U₂,U_3,…..Un adalah barisan geometri maka jumlah U₁ + U₂ + U₃ +… +Un disebut deret geometri.

Rumus jumlah n suku pertama dari deret geometri adalah :

            Sn = a( 1- rⁿ ) / 1 – r , jika r < 1 dan

                        Sn = a( rⁿ - 1) / r – 1 , jika r > 1

»»  READMORE...

INTEGRAL

A. KONSEP TURUNAN
Di Kelas XI, kalian telah mempelajari konsep turunan. Pemahaman tentang konsep turunan ini dapat kalian gunakan untuk memahami konsep integral. Untuk itu, coba tentukan turunan fungsi-fungsi berikut.



B. INTEGRAL TAK TENTU

Sehingga kalian dapat memandang integral tak tentu sebagai wakil keseluruhan keluarga fungsi (satu antiturunan untuk setiap nilai konstanta c). Pengertian tersebut dapat digunakan untuk membuktikan teorema- teorema berikut yang akan membantu dalam pengerjaan hitung integral.




1. Aturan Integral Substitusi
Aturan integral substitusi seperti yang tertulis di Teorema 5. Aturan ini digunakan untuk memecahkan masalah pengintegralan yang tidak dapat diselesaikan dengan rumus-rumus dasar yang sudah dipelajari.
2. Aturan Integral Substitusi Trigonometri

»»  READMORE...

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dasar-dasar reaksi redoks, mempelajari cara menyetarakan reaksi redoks dengan metode perubahan bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi, serta mempelajari seluk-beluk tentang sel volta dan aplikasinya dalam kehidupan sehari-hari.

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.

Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron. Sementara definisi lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran.

Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K —–> K⁺ + e^-

Ketika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium.

Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, atau memperoleh hidrogen. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Ag⁺ + e^- ——> Ag

Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak.

Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

Zn_(s) + CuSO_4(aq) ——> ZnSO_4(aq) + Cu_(s)

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) (persamaan ion bersih)

Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :

Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2e^-

Cu²⁺_(aq) + 2e^- ——> Cu_(s)

Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi.

Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian, oksidator adalah spesies yang tereduksi dan reduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baik oksidator maupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks.

Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks.

Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan mengembangkan dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan.

Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah reaksi : persamaan redoks yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya.

Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan redoks berikut :

Fe²⁺_(aq) + Cr₂O₇^2-_(aq) ——> Fe³⁺_(aq) + Cr³⁺_(aq)

1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- ——> Fe³⁺ + Cr³⁺

2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh

Fe²⁺ ——> Fe³⁺

Cr₂O₇^2- ——> Cr³⁺

3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masing setengah reaksi; dalam suasana asam, tambahkan H₂O untuk menyetarakan atom O dan H⁺ untuk menyetarakan atom H

Fe²⁺ ——> Fe³⁺ + e^-

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

4. Menjumlahkan kedua setengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jika oksidasi dan reduksi memiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu

6 Fe²⁺ ——> 6 Fe³⁺ + 6 e^- ……………… (1)

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ……………… (2)

6 Fe²⁺ + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ………………… [(1) + (2)]

5. Mengecek kembali dan yakin bahwa kedua ruas memiliki jenis atom dan jumlah atom yang sama, serta memiliki muatan yang sama pada kedua ruas persamaan reaksi

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam jumlah yang sama dengan ion H⁺ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H⁺. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :

6 Fe²⁺ + 14 H⁺ + 14 OH^- + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 14 H₂O + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 7 H₂O + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 14 OH^-

Berikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks :

Cu_(s) + HNO_3(aq) ——> Cu(NO₃)_2(aq) + NO_(g) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

Cu + H⁺ + NO₃^- ——> Cu²⁺ + 2 NO₃^- + NO + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan dua setengah reaksi (oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO

3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogen

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO

4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan oksigen

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

5. Menyetarakan atom hidrogen dengan menambahkan H⁺ pada ruas yang kekurangan hidrogen

Cu ——> Cu²⁺

4 H⁺ + NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

6. Menyetarakan muatan ion pada setiap ruas setengah reaksi dengan menambahkan elektron

Cu ——> Cu²⁺ + 2 e^-

3 e^- + 4 H⁺ + NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

7. Menyetarakan kehilangan elektron dengan perolehan elektron antara kedua setengah reaksi

3 Cu ——> 3 Cu²⁺ + 6 e^-

6 e^- + 8 H⁺ + 2 NO₃^- ——> 2 NO + 4 H₂O

8. Menggabungkan kedua reaksi paruh tersebut dan menghilangkan spesi yang sama di kedua sisi; elektron selalu harus dihilangkan (jumlah elektron di kedua sisi harus sama)

3 Cu ——> 3 Cu²⁺ + 6 e^- …………………….. (1)

6 e^- + 8 H⁺ + 2 NO₃ ——> 2 NO + 4 H₂O …………………….. (2)

3 Cu + 8 H⁺ + 2 NO₃^- ——> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O …………………………….. [(1) + (2)]

9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke bentuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat

3 Cu + 8 H⁺ + 2 NO₃^- + 6 NO₃^- ——> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O + 6 NO₃^-

3 Cu + 8 HNO₃ ——> 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Metode lain yang digunakan dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks adalah metode perubahan bilangan oksidasi (PBO). Saya akan menjelaskan langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks dengan metode PBO melalu contoh berikut :

MnO₄^-_(aq) + C₂O₄^2-_(aq) ——> Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

1. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO₄^- + C₂O₄^2- ——> Mn²⁺ + CO₂

+7 -2 +3 -2 +2 +4 -2

2. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +7 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

C mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +3 menjadi +4; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 1

3. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

C : Δ = 1 x 2 = 2

4. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO₄^- + C₂O₄^2- ——> Mn²⁺ + 2 CO₂

5. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan C dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂

6. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H⁺

16 H⁺ + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O

7. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam jumlah yang sama dengan ion H⁺ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H⁺. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :

16 OH^- + 16 H⁺ + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

16 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

8 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 16 OH^-

Selanjutnya, saya akan kembali memberikan sebuah contoh penyelesaian persamaan reaksi redoks dengan metode PBO :

MnO_(s) + PbO_2(s) + HNO_3(aq) ——> HMnO_4(aq) + Pb(NO₃)_2(aq) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ——> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ——> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

+2 -2 +4 -2 + 1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2

3. Menuliskan kembali semua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi; ion pengamat tidak disertakan

MnO + PbO₂ ——> MnO₄^- + Pb²⁺

+2 -2 +4 -2 +7 -2 +2

4. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +2 menjadi +7; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

Pb mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +4 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 2

5. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

Pb : Δ = 2 x 1 = 2

6. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO + PbO₂ ——> MnO₄^- + Pb²⁺

7. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan Pb dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺

8. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H⁺

8 H⁺ + 2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺ + 4 H₂O

9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke be ntuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat

10 NO₃^- + 2 H⁺ + 8 H⁺ + 2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺ + 4 H₂O + 2 H⁺ + 10 NO₃^-

2 MnO + 5 PbO₂ + 10 HNO₃ ——> 2 HMnO₄ + 5 Pb(NO₃)₂ + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Pada pembahasan sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa saat sepotong logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, akan terjadi reaksi redoks. Logam seng akan teroksidasi menjadi ion Zn²⁺, sementara ion Cu²⁺ akan tereduksi menjadi logam tembaga yang menutupi permukaan logam seng. Persamaan untuk reaksi ini adalah sebagai berikut :

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Ini merupakan contoh perpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua elektron (menjadi teroksidasi) ke ion Cu²⁺ yang menerima kedua elektron tersebut (mereduksinya menjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan logam seng.

Seandainya kedua reaksi paruh tersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam seng teroksidasi, elektron akan dilepaskan dan dialirkan melalui kawat penghantar untuk mencapai ion Cu²⁺ (perpindahan elektron tidak langsung), kita akan mendapatkan sesuatu yang bermanfaat. Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubah energi kimia (reaksi redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel Volta atau Sel Galvani.

Salah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalah Sel Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu²⁺ untuk menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).

Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO_4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO_4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron. Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula dengan jembatan garam. Jembatan garam, biasanya berupa tabung berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan listriknya tetap netral.

Sel Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam seng teroksidasi dan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh ion Cu²⁺ ­yang mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu²⁺ dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion pada jembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn²⁺ tetap bermuatan listrik netral.

Elektroda seng disebut anoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan elektron, maka anoda kaya akan elektron sehingga diberi tanda negatif (kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebut katoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi reduksi. Oleh karena katoda menerima elektron, maka katoda kekurangan elektron sehingga diberi tanda positif (kutub positif).

Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda (reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut :

Anoda (-) : Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2e^- ……………………. (1)

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

Reaksi Sel : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) …………………………… [(1) + (2)]

Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi dari anoda menuju katoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrik antara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur dengan voltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (E°_sel). Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pula arus listrik dan potensial standar sel yang dihasilkan.

Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan kesepakatan, reaksi oksidasi dinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksi dinyatakan di sisi kanan. Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut :

Zn_(s) / Zn²⁺_(aq) // Cu²⁺_(aq) / Cu_(s)

Saat konsentrasi ion Cu²⁺ dan Zn²⁺ masing-masing 1 M, terlihat pada voltmeter bahwa besarnya potensial standar sel (E°_sel) bagi Sel Daniell adalah 1,10 V pada suhu 25°C. Oleh karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel, maka potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan dari dua potensial standar setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sel lain yang terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar reduksi.

Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaitu elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H₂ sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H⁺ sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25°C. Sesuai dengan kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (E°_red SHE = 0).

2 H⁺ (1 M) + 2 e^- ——> H₂ (1 atm) E°­_red = 0 V

SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi (E°_red) elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilai E°­_red elektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilah Deret Volta (deret kereaktifan logam).

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H⁺ – Cu – Ag – Hg – Pt – Au

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H⁺ memiliki E°_red bertanda negatif. Semakin ke kiri, nilai E°_red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H⁺ memiliki E°_red bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai E°_red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi pada sel volta adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Ni²⁺ + 2 e^- ——> Ni ……………………. (1)

Anoda (-) : Fe ——> Fe²⁺ + 2 e^- ……………………. (2)

Reaksi Sel : Fe + Ni²⁺ ——> Fe²⁺ + Ni …………………………………… [(1) + (2)]

Notasi Sel : Fe / Fe²⁺ // Ni²⁺ / Ni

Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (E°_sel) merupakan kombinasi dari E°_red katoda dan E°_red anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :

E°_{sel =} E° katoda – E° anoda

Potensial reduksi standar (E°_red) masing-masing elektroda dapat dilihat pada Tabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilai E°_red Fe adalah sebesar -0,44 V. Sementara nilai E°_red Ni adalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilai E°_sel Fe/Ni adalah sebagai berikut :

E°_sel = -0,25 – (-0,44) = +0,19 V

Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel positif. Reaksi tidak dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel negatif. Reaksi yang dapat berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya.

Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antara potensial sel (E_sel) dengan potensial sel standar (E°_sel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini :

E sel = E°_{sel – (RT/nF) ln Q}

Pada suhu 298 K (25°C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut :

E sel = E°_{sel – (0,0257/n) ln Q}

E sel = E°_{sel – (0,0592/n) log Q}

E_sel = potensial sel pada keadaan tidak standar

E°_sel = potensial sel pada keadaan standar

R = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.K

T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25°C atau 298 K]

n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan

Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir dari anoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilai E_sel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya, E_sel = 0 dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta.

Melalui pembahasan persamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakit sel volta yang tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion yang berbeda. Sel seperti ini dikenal dengan istilah Sel Konsentrasi.

Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan elektroda Zn, masing-masing memiliki konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M. Larutan yang relatif pekat akan mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi. Potensial standar sel (E°_sel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel konsentrasi Zn adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Zn²⁺ (1,0 M) + 2 e^- ——> Zn …………………….. (1)

Anoda (-) : Zn ——> Zn²⁺ (0,1 M) + 2 e^‑ …………………….. (2)

Reaksi Sel : Zn²⁺ (1,0 M) ——> Zn²⁺ (0,1 M) …………………………….. [(1) + (2)]

Notasi Sel : Zn / Zn²⁺ (0,1 M) // Zn²⁺ (1,0 M) / Zn

Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut :

E sel = E°_{sel – (0,0257/2) ln ([}Zn2+_{] encer / [}Zn2+_{] pekat)}

E sel = _{0 – (0,0257/2) ln [(0,1] / [}1,0_])

E sel = 0,0296 volt

Potensial sel konsentrasi umumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama, E_sel = 0 dan aliran elektron terhenti.

Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat digunakan sebagai sumber arus listrik. Beberapa jenis baterai yang kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari, antara lain :

1. The Dry Cell Battery

Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau batu baterai kering. Pada batu baterai kering, logam seng berfungsi sebagai anoda. Katodanya berupa batang grafit yang berada di tengah sel. Terdapat satu lapis mangan dioksida dan karbon hitam mengelilingi batang grafit dan pasta kental yang terbuat dari amonium klorida dan seng (II) klorida yang berfungsi sebagai elektrolit. Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : 2 NH₄⁺_(aq) + 2 MnO_2(s) + 2 e^- ——> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(aq) + H₂O_{(l) ……………… (1)}

Anoda (-) : Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2 e^- …………….. (2)

Reaksi Sel : 2 NH₄⁺_(aq) + 2 MnO_2(s) + Zn_(s) ——> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(aq) + H₂O_(l) + Zn²⁺_(aq) …………….. [(1) + (2)]

Pada batu baterai kering alkalin (baterai alkalin), amonium klorida yang bersifat asam pada sel kering diganti dengan kalium hidroksida yang bersifat basa (alkalin). Dengan bahan kimia ini, korosi pada bungkus logam seng dapat dikurangi.

2. The Mercury Battery

Sering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri mempunyai struktur menyerupai sel kering. Dalam baterai ini, anodanya adalah logam seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementara katodanya adalah baja (stainless steel cylinder). Elektrolit yang digunakan dalam baterai ini adalah merkuri (II) Oksida, HgO. Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : HgO_(s) + H₂O_(l) + 2 e^- ——> Hg_(l) + 2 OH^-_{(aq) …………………… (1)}

Anoda (-) : Zn(Hg) + 2 OH^-_(aq) ——> ZnO_(s) + H₂O_(l) + 2 e^‑ ………………….. (2)

Reaksi sel : Zn(Hg) + HgO_(s) ——> ZnO_(s) + Hg_{(l) ………………………. [(1) + (2)]}

3. The Lead Storage Battery

Dikenal dengan sebutan baterai mobil atau aki/accu. Baterai penyimpan plumbum (timbal) terdiri dari enam sel yang terhubung secara seri. Anoda pada setiap sel adalah plumbum (Pb), sedangkan katodanya adalah plumbum dioksida (PbO₂). Elektroda dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat (H₂SO₄).

Reaksi selnya pada saat pemakaian aki adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : PbO_2(s) + 4 H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) + 2 e^- ——> PbSO_4(s) + 2 H₂O_{(l) ………………… (1)}

Anoda (-) : Pb_(s) + SO₄^2-_(aq) ——> PbSO_4(s) + 2 e^- …………………………… (2)

Reaksi sel : PbO_2(s) + Pb_(s) + 4 H⁺_(aq) + 2 SO₄^2-_(aq) ——> 2 PbSO_4(s) + 2 H₂O_{(l) ……………………. [(1) + (2)]}

Pada kondisi normal, masing-masing sel menghasilkan potensial sebesar 2 volt. Dengan demikian, sebuah aki dapat menghasilkan potensial sebesar 12 volt. Ketika reaksi diatas terjadi, kedua elektroda menjadi terlapisi oleh padatan plumbum (II) sulfat, PbSO₄, dan asam sulfatnya semakin habis.

Semua sel galvani menghasilkan listrik sampai semua reaktannya habis, kemudian harus dibuang. Hal ini terjadi pada sel kering dan sel merkuri. Namun, sel aki dapat diisi ulang (rechargeable), sebab reaksi redoksnya dapat dibalik untuk menghasilkan reaktan awalnya. Reaksi yang terjadi saat pengisian aki merupakan kebalikan dari reaksi yang terjadi saat pemakaian aki.

4. The Lithium-Ion Battery

Digunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifat portable. Potensial yang dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt. Anodanya adalah Li dalam grafit, sementara katodanya adalah oksida logam transisi (seperti CoO₂). Elektrolit yang digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Li⁺_(aq) + CoO_2(s) + e^- ——> LiCoO_{2(s) ………………. (1)}

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

Reaksi sel : Li_(s) + CoO_2(s) ——> LiCoO_{2(s) ……………………. [(1) + (2)]}

5. Fuel Cell

Dikenal pula dengan istilah sel bahan bakar. Sebuah sel bahan bakar hidrogen-oksigen yang sederhana tersusun atas dua elektroda inert dan larutan elektrolit, seperti kalium hidroksida. Gelembung gas hidrogen dan oksigen dialirkan pada masing-masing elektroda. Potensial yang dihasilkan adalah sebesar 1,23 volt.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : O_2(g) + 2 H₂O_(l) +4 e^- ——> 4 OH^-_{(aq) ………………..}(1)

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

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

Korosi adalah persitiwa teroksidasinya besi membentuk karat besi (Fe₂O₃.xH₂O). Korosi besi disebabkan oleh beberapa faktor, seperti adanya air, gas oksigen, dan asam. Karat besi dapat mengurangi kekuatan besi. Oleh karena itu, korosi besi harus dicegah.

Korosi merupakan salah satu reaksi redoks yang tidak diharapkan. Reaksi yang terjadi selama proses korosi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^- ——> 2 H₂O_(l) ……………………… (1)

Anoda (-) : 2 Fe_(s) ——> 2 Fe²⁺_(aq) + 4 e^- ………………. (2)

Reaksi sel : 2 Fe_(s) + O_2(g) + 4 H⁺_(aq) ——> 2 Fe²⁺_(aq) + 2 H₂O_(l) …………….. [(1) + (2)]

E°_sel = +1,67 volt

Ion Fe²⁺ akan teroksidasi kembali oleh sejumlah gas oksigen menghasilkan ion Fe³⁺ (karat besi). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

4 Fe²⁺_(aq) + O_2(g) + (4+2x) H₂O_(l) ——> 2 Fe₂O₃.xH₂O_(s) + 8 H⁺_(aq)

Untuk melindung logam besi dari proses korosi, beberapa metode proteksi dapat diterapkan, antara lain :

1. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan cat

2. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan minyak (gemuk)

3. Melapisi permukaan logam besi dengan oksida inert (seperti Cr₂O₃ atau Al₂O₃)

4. Proteksi Katodik (Pengorbanan Anoda)

Suatu metode proteksi logam besi dengan menggunakan logam-logam yang lebih reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°_red lebih kecil dari besi), seperti seng dan magnesium. Dengan metode ini, logam-logam yang lebih reaktif tersebut akan teroksidasi, sehingga logam besi terhindar dari peristiwa oksidasi. Oleh karena logam pelindung, dalam hal ini “mengorbankan diri” untuk melindungi besi, maka logam tersebut harus diganti secara berkala.

5. Melapisi permukaan logam besi dengan logam lain yang inert terhadap korosi

Metode ini menggunakan logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°_red lebih besar dari besi), seperti timah dan tembaga. Pelapisan secara sempurna logam inert pada permukaan logam besi dapat mencegah kontak besi dengan agen penyebab korosi (air, asam, dan gas oksigen). Akan tetapi, apabila terdapat cacat atau terkelupas (tergores), akan terjadi percepatan korosi.

Elektrokimia II : Sel Elektrolisis

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik terhadap kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan.

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H₂O_(l) ——> 2 H_2(g) + O_2(g)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 10²³ partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10^-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 10²³ partikel elektron x 1,6 x 10^-19 C/partikel elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday = Coulomb / 96500

Coulomb = Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb = Ampere x Detik

Q = I x t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

Faraday = (I x t) / 96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : Ag⁺ + e^- ——> Ag

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

Gas O₂ terbentuk di anoda. Mol gas O₂ yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O₂, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na⁺_(l) + e^- ——> Na_(s)

A (-) : 2 F^-_(l) ——> F_2(g) + 2 e^-

Gas F₂ terbentuk di anoda. Mol gas F₂ yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F₂, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2 = (10 x t) / 96500

t = 11850 detik = 3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl₂ selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl₂ adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca²⁺_(l) + 2 e^- ——> Ca_(s)

A (+) : 2 Cl^-_(l) ——> Cl_2(g) + 2 e^-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl₂ yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl₂ (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl₂ = mol Cl₂ x 22,4 L

Volume gas Cl₂ = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl₂

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl₂ (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO₃, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl₃. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ :

K (-) : Ag⁺_(aq) + e^- ——> Ag_(s)

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

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl₃ :

K (-) : X³⁺_(aq) + 3 e^- ——> X_(s)

A (+) : 2 Cl^-_(l) ——> Cl_2(g) + 2 e^-

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol X

Massa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol = massa / Ar

Ar = massa / mol

Ar = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

»»  READMORE...