Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi

kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan

dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi

dalam dua kelompok, yaitu sel galvanik dan sel elektrolisa.

Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat

dimana  reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik

antara dua elektroda. Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu sirkuit luar

dihasilkan aliran arus, yang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik

sehingga sel elektrokimia mengubah energi kimia ke dalam kerja.

Sel Galvani

Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang

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

sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 1. Jika kedua elektrodanya

dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dapat dibuktikan

dengan meyimpangnya jarum galvanometer  yang dipasang pada rangkaian luar

dari sel tersebut.

Gambar 1. Sel Daniell

 

1

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

setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam.

 

   

   

 

 

 

 

 

 

 

Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam

 

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn

menjadi Zn2+ yang larut

 

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

 

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

reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi

pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

 

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

 

Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu

sebagai katoda.

Ketika sel Daniell dirangkai, terjadi arus elektron dari elektroda seng  (Zn) ke

elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu, logam seng bertindak

sebagai kutub negatif dan logam  tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan

dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan

2

sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah

kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

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

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan

untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

  Macam-macam sel volta/ sel galvani

1. Sel Kering atau Sel Leclance

Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.

Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl2

Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.

Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air

Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng

Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-

Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah :

2MnO2(s) + 2NH4 + (aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O

Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan  membentuk ion

Zn(NH3)42+.

2.  Sel Aki

Katoda: PbO2

Anoda : Pb

Elektrolit: Larutan H2SO4

3

Reaksinya adalah :

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO4

2-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (anoda) PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO4

2-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O (total)

Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.

Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :

2PbSO4(s)  + 2H2O → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)

Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.

3.  Sel Bahan Bakar

Elektroda : Ni

Elektrolit : Larutan KOH

Bahan Bakar : H2 dan O2

4.  Baterai Ni – Cd

Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.

Katoda : NiO2 dengan sedikit air

Anoda : Cd

Reaksinya :

Cd(s) + 2OH- (aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-

2e- + NiO2(s) + 2H2O → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.

4

Hukum Faraday

Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi perubahan

kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 F

mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda)

dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda).

Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis

berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.

w ~ Q w = massa zat yang diendapkan (g).

w ~ I.t Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C)

w = e.I.t e = tetapan = (gek : F)

= gek.I.t I = kuat arus listrik (A).

F t = waktu (dt).

gek = massa ekivalen zat (gek).

= Ar.I.t Ar = massa atom relatif.

n. F n = valensi ion.

F = bilangan faraday = 96 500 C.

Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 1023

ē. 1 gek ~ 1 mol ē.

Jika arus listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan AgNO3 maka akan diendapkan 1

gram ekivalen Ag.

Ag+ (aq) + ē Ag (s)

1 mol ē ~ 1 mol Ag ~ 1 gram ekivalen Ag

Untuk mendapatkan 1 gram ekivalen Ag diperlukan 1 mol ē

1 gram ekivalen Ag = 1 mol ē = 1 mol Ag = 108 gram Ag

Sel Elektrolisis

Elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis (penguraian), yang berarti

penguraian senyawa oleh arus listrik, dan alatnya disebut sel elektrolisis. Dengan

kata lain, sel elektrolisis ini memerlukan energi listrik untuk memompa elektron,

dan prosesnya kebalikan dari proses sel Galvani.

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi

redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya

5

adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina. Contoh lainnya adalah

pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya

melebihi potensial sel Daniell.

a. Notasi Sel dan Reaksi Sel 

Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi

tersebut meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan elektroda

tersebut termasuk konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya serta pereaksi

dan hasil reaksi setiap setengah-sel.

Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan setengah sel

katoda. Satu garis vertikal menggambarkan batas fasa. Dua spesi yang ada

dalam fasa yang sama dipisahkan dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap

dua digunakan untuk menyatakan adanya jembatan garam. Untuk larutan,

konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah penulisan rumus

kimianya. Sebagai contoh:

 

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

Pt|Fe2+, Fe3+|| H+|H2|Pt

 

Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi

tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri

adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah

katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda kanan adalah reaksi reduksi.

Untuk sel dengan notasi :

 

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

 

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

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

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

6

b. EMF dan Pengukurannya

Sel seperti Sel Daniell, dapat dibuat reversibel dengan cara mengimbangi

potensialnya dengan suatu potensial eksternal sehingga tidak ada aliran arus.

Saat potensial listrik benar-benar berimbang, sel tersebut bereaksi reversibel

dan potensialnya dirujuk sebagai elektrokimia force (EMF). Hal ini bisa

dilakukan dengan menggunakan suatu potensiometer.

Pengukuran emf

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

galvani dapat diukur secara akurat dengan menggunakan potensiometer.

Rangkaian potensiometer dapat dilihat pada gambar dibawah.

 Gambar 3. Rangkaian Potensiometer 

Karena emf merupakan beda potensial sel saat sel tersebut bereaksi reversibel

dan reaksi  reversibel dapat dicapai saat arus yang lewat sama dengan nol,

maka arus listrik yang keluar dari sel harus diimbangi oleh arus dari sel kerja

yang mempunyai emf yang lebih besar dari emf sel yang akan diukur. Jadi

kutub harus dipasang berlawanan dengan kutub-kutub listrik dari luar seperti

yang terlihat pada gambar.

7

Sel kerja dihubungkan dengan kawat yang homogen (BC) yang mempunyai

tahanan yang tinggi, sel yang akan diukur, Sx dihubungkan dengan B dan

galvanometer G. Kontak peluncur (tanda panah) digeser sedemikian rupa

sampai galvanometer menunjukkan tak ada arus yang mengalir, misal di titik

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

oleh emf dari sel X, Ex. Dengan mengetahui   kuat   arus yang mengalir

(diukur dengan ammeter di titik A), dan tahanan jenis () serta luas

penampang kawat tahanan BC maka emf sel X dapat dihitung melalui

persamaan :

Akan tetapi cara tersebut hampir tidak pernah dilakukan karena   dan A tidak

diketahui. Cara yang biasa dilakukan adalah untuk mengkalibrasi kawat

tahanan BC menggunakan sel standar yang sudah diketahui emfnya. Caranya

sama seperti tadi, tapi sel yang digunakan bukan sel X melainkan sel standar.

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

adalah BE’ yang sesuai dengan Esel standar= . Kita jangan mengubah-

ubah lagi kuat arus ke dalam sel standar dari DC-PS, lalu kita ganti sel standar

dengan sel X dengan cara yang sama ukur jarak kawat tahanan saat tak ada

arus melalui sel X, misal jarak yang diperoleh adalah BF, yang sesuai dengan

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

Esel standar, maka :

 

8

Karena  , dan kawatnya homogen (  ),

maka :

Emf dan potensial elektroda 

Berdasarkan konvensi IUPAC, emf sel didefinisikan sebagai

         E = Ekanan – Ekiri

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

reduksi), Ekiri  potensial elektroda (reduksi) untuk elektroda sebelah kiri seperti

yang tercantum dalam notasi selnya.

Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah kiri

merupakan anoda maka emf sel dapat dituliskan sebagai :

 

         E= Ekatoda – E Anoda

Jenis-Jenis Elektroda Reversible 

Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda terdapat semua

pereaksi dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda. Contoh elektroda

reversibel adalah logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung

Zn2+ (misalnya dari larutan ZnSO4). Ketika elektron keluar dari elektroda ini,

setengah reaksi yang terjadi adalah : 

 

   Zn(s)     Zn2+(aq) + 2e

 

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

sebaliknya:

 

9

 Zn2+(aq) + 2e-     Zn(s) 

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

terbentuk elektroda yang reversibel karena saat ada elektron keluar dari elektroda

ini terjadi setengah-reaksi :

 

   Zn(s)     Zn2+(aq) + 2e-

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

adalah setengah-reaksi :

 

2H2O + 2e-     H2 +  2OH-,

 dan bukan reaksi :

 

Zn2+(aq) + 2e-     Zn(s) ,

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

kereversibelan memerlukan adanya Zn2+yang cukup dalam larutan di sekitar

elektroda Zn.

Elektroda logam-ion logam 

Pada elektroda ini logam L ada dalam kesetimbangan dengan larutan yang

mengandung ion Lz+. Setengah reaksinya ditulis:

          Lz+ + ze-    L

Contoh dari elektroda ini diantaranya Cu2+|Cu;   Zn2+|Zn,   Ag+|Ag,   Pb2+|Pb.

Logam-logam yang dapat mengalami reaksi lain dari reaksi setengah-sel yang

diharapkan tidak dapat digunakan. Jadi logam-logam yang dapat bereaksi dengan

pelarut tidak dapat digunakan. Logam-logam golongan IA dan IIA seperti Na dan

Ca dapat bereaksi dengan air, oleh karena itu tidak dapat digunakan. Seng dapat

bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu diaerasi

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

10

Elektroda Amalgam

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

amalgam dari logam L berkesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion

Lz+, dengan reaksi :

Lz+ + ze-   L(Hg)

Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi elektroda. Logam

aktif seperti Na, K, Ca dan sebagainya biasa digunakan dalam elektroda amalgam.

Elektroda logam-garamnya yang tak larut

Pada elektrtoda ini logam  L kontak dengan garamnya yang sangat sukar larut

(L+X-)  dan dengan larutannya yang jenuh dengan garam tersebut serta

mengandung garam yang larut (atau asam) yang mengandung Xz-. Contoh dari

elektroda ini adalah  elektroda perak-perak klorida, elektroda kalomel, dan

elektroda timbal-timbal sulfat.

Elektroda gas

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

dari elektroda ini adalah elektroda hidrogen dan elektroda klor.

Elektroda redoks

Sebetulnya semua elektroda melibatkan setengah-reaksi oksidasi – reduksi. Tapi

istilah untuk elektroda redoks biasanya hanya digunakan untuk elektroda yang

setengah-reaksi redoksnya melibatkan dua spesi yang ada dalam larutan yang

sama. Contoh dari elektroda ini adalah Pt yang dicelupkan ke dalam larutan yang

mengandung ion-ion Fe2+ dan Fe3+dengan setengah-reaksi :    

Fe3+  + e-   Fe2+.  Notasi setengah-selnya adalah Pt|Fe3+, Fe2+ yang gambarnya

tampak seperti di bawah.

11

Contoh lainnya adalah Pt|MnO4-, Mn2+.

Elektroda membran selektif-ion 

Elektroda ini mengandung membran gelas, kristal atau cairan yang mempunyai

sifat : perbedaan potensial antara membran dan elektrolit yang kontak dengan

membran tersebut ditentukan oleh aktifitas dari ion tertentu.

Elektroda membran yang paling tua dan paling banyak digunakan adalah

elektroda gelas. Elektroda ini dikatakan selektif-ion karena hanya spesifik untuk

ion H+ . Elektroda ini dapat dilihat pada gambar.

Gambar. Elektroda Gelas

12

Elektroda gelas ini terdiri dari membran yang sangat tipis yang terbuat dari gelas

yang permeabel terhadap ion H+. Elektroda Ag|AgCl dicelupkan ke dalam larutan

buffer yang mengandung ion Cl-. Kadang-kadang digunakan juga elektroda

kalomel untuk mengganti elektroda Ag|AgCl. Elektroda gelas terutama digunakan

pada pengukuran pH.

Potensial Elektroda Standar

Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial

dari kedua elektroda (dalam suatu sel). Untuk itu perlu suatu elektroda yang

potensialnya diketahui dan ini tidak ada. Oleh karena itu dipilih elektroda

hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini

mempunyai potensial sama dengan nol.

Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang

terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar

(Standard Hydrogen Electrode). Potensial suatu elektroda X didefinisikan sebagai

potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen

standar, dengan elektroda X selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh

potensial elektroda Cu2+/Cu adalah  untuk sel :

 

Karena   pada    adalah nol, maka :

Jika   diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V,

jadi  . Nilai potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan

relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial elektroda dari

elektroda X didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda X bertindak

sebagai katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda

standar dari elektroda X sesuai dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda 13

tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda standar adalah potensial

reduksi.

 

            Dari definisi   ,

 

Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak berhubungan

dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium.

Jadi, yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel

sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh untuk sel yang

terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui

bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen

dengan emf sel sebesar 0,762 V.

 

 

Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah

mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif

artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan

denga H+.

Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal,

sebenarnya kata ini tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak

dapat diukur.

14

Elektroda Hidrogen Standar Sebagai Elektroda Pembanding

15

Secara sembarangan (konvensi), emf dari elektroda hydrogen standarsama dengan

nol. Elektroda ini ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas

ion H+=1.

IUPAC memilih menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf dari

elektroda lainnya diambil sebagai emf sel tersebut. Hanya emf yang demikian,

pada kondisi standar disebut sebagai potensial elektroda standar atau potensial

reduksi standar. Contoh :

Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena Eo

Hidrogen = 0 Volt, maka ini

menunjukkan tendensi yang lebih besar untuk proses :

    daripada        

Untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)||Zn2+ (a=1)|Zn       EoSel = -0,78 V

Artinya, pada sel tersebut ada tendensi yang lebih besar untuk proses :

Kita dapat mereduksi emf sel yang melibatkan dua elektroda, misalnya :

          

Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu

Dengan emf sel  :

Esel =  Ekatoda-EAnoda

16

= 0,34 V – (-0,76 V)

= 1,1 V

Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif : Ingat, bahwa dalam penulisan

reaksi sel elektroda, tak ada perbedaan apakah ditulis untuk 1 elektron ataupun

lebih. Jadi untuk reaksi elektroda hidrogen dapat ditulis :

Tetapi dalam menuliskan proses keseluruhan kita harus menyeimbangkan

elektronnya.

Jadi untuk sel  :  Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Reaksi elektroda dapat ditulis :

Sehingga keseluruhan prosesnya adalah :

Proses ini didasari pelewatan 2 elektron pada sirkuit luar.

Kita dapat menuliskannya (sama baiknya) sebagai :

Dalam proses ini setiap 0,5 mol Cu2+ hilang, 0,5 mol Cu muncul, 1 mol elektron

lewat dari elektroda kiri ke kanan.

Elektroda Pembanding Lainnya

Pada dasarnya semua elektroda reversibel dapat digunakan sebagai elektroda

rujukan untuk pembanding, tapi berdasarkan kepraktisannya elektroda

17

pembanding yang paling banyak digunakan adalah elektroda perak-perak

klorida dan kalomel.

Termodinamika Sel Elektrokimia

Kontribusi awal terhadap termodinamika sel elektroda kimia diberikan oleh Joule

(1840) yang memberikan kesimpulan bahwa :

Panas (Heat) yang diproduksi adalah proporsional terhadap kuadrat arus I2 dan

resitensi R. Dan karena juga proporsional terhadap waktu (t), Joule menunjukkan

bahwa panas proporsionil terhadap : 

  I2Rt

Karena :

maka panas/kalor proporsionil terhadap

q = VIt

dengan :    q = Joule (J)

                    V = Volt (V)

                      I = Amper (A)

                      t = Detik (s)

   J = Kg m2 s-2

  V = Kg m2 s-3 A-1

Hubungan di atas adalah benar. Tapi terjadi kesalahan fatal dengan menafsirkan

bahwa panas yang diproduksi tersebut adalah panas reaksi. (Joule, Helmholtz,

William Thomson)

Penafsiran yang benar diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang

dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja

maksimum di luar kerja  -PV.

18

Ini dapat diilustrasikan dengan sel  berikut :

Pt|H2|H+||Cu2+|Cu

Reaksi di anoda      :     H2       2H+   +  2e- 

Reaksi di katoda     :     Cu2+  +  2e-      Cu       

Reaksi keseluruhan:   H2 + Cu2+     2H+   +  Cu

Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit

luar. Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf

sel tersebut adalah + 0.3419 V, sehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :

2 x 96.485 x 0.3419 CV  =  6.598 x 104 J

Kerja dilakukan sistem. Karena kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama

dengan penurunan energi Gibbs maka  :

G = - 6.598 x 104 J

Secara umum :

G = - nFE

dan pada keadaan standar :

Go = - nFEo       

(Hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan  potensial sel standar)

Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan

kesetimbangan melalui  perubahan energi Gibbs.

Pada 25oC,

   Koefisien Suhu dari Emf Sel

19

 

 

Perubahan Entropi :

 

 

Perubahan Entalpi :

 

Pengukuran E pada berbagai suhu memberikan harga   (koefisien suhu)

Jenis-jenis sel Elektrokimia  

 

Sel Kimia

Jika reaksi elektrokimia pada setengah sel berbeda dan reaksi keseluruhannya

merupakan reaksi kimia maka selnya disebut sel kimia. Sel kimia terdiri dari sel

20

kimia tanpa perpindahan (without transference) dan sel kimia dengan

perpindahan (with transference).

Koefisien Aktivitas

Sampai sejauh ini kita gunakan molalitas (suatu aproksimasi). Untuk formulasi

yang benar harus digunakn “aktivitas”, dan pengukuran emf pada suatu rentang

konsentrasi membawa pada nilai koefisien aktivitas

Pandang sel : 

Pt, H2|HCl(aq)|AgCl (s)|Ag

Dengan reaksi elektroda:

Reaksi keseluruhan

 

Dan perubahan energi Gibbs adalah :

Karena  

21

Pengukuran pH

Aplikasi pengukuran emf yang sudah sangat luas digunakan adalah pada

pengukuran pH dari berbagai larutan. Ada dua elektroda yang akan diuraikan pada

penentuan pH yakni elektroda hidrogen dan elektroda gelas.

Saat mengukur pH dengan menggunakan elektroda hidrogen, elektroda ini

dipasangkan dengan elektroda lain seperti Ag|AgCl atau kalomel.

Sel Konsentrasi

Pada sel konsentrasi reaksi keseluruhan dari sel tersebut merupakan transfer

materi dari satu bagian ke bagian yang lain. Pada sel ini yang berbeda hanyalah

konsentrasi dan bukan jenis elektroda dan elektrolitnya. Sel ini terdiri dari sel

konsentrasi elektroda dan sel konsentrasi elektrolit.

Contoh :

Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

Reaksi keseluruhan merupakan perpindahan hidrogen dari yang bertekanan tinggi

ke tekanan yang lebih rendah.

Sel Konsentrasi Elektroda

Sel ini hanya berbeda pada konsentrasi elektrodanya saja dan tidak pada jenis

elektroda serta elektrolit yang digunakan. Pada sel ini proses pengaliran elektron

disebabkan oleh perbedaan konsentrasi elektroda. Reaksi total merupakan

perpindahan materi elektroda yang satu ke elektroda yang lain. Elektroda gas dan

amalgam masuk ke dalam klasifikasi ini.

22

Sel Konsentrasi Elektroda Gas

Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustrasikan

sebagai berikut : 

Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

Reaksi yang terjadi

Reaksi keseluruhan yang terjadi bukan reaksi Kimia melainkan hanya transfer gas

hidrogen dari tekanan yang satu ke hidrogen pada tekanan yang lain. Eo  untuk sel

di atas berharga nol, karena elektroda kanan dan kiri sama. Ingat bahwa Eo =

Eokanan-Eo

kiri

Dapat dilihat bahwa transfer hidrogen akan terjadi spontan dari yang bertekanan

tinggi ke tekanan yang lebih rendah.

Sel  Konsentrasi Elektroda Amalgam

Sel ini dapat dibuat dari amalgam dengan dua konsentrasi yang berbeda dari

logam yang sama. Sel :  

Reaksi elektroda bisa :

23

Tak ada reaksi kimia yang terjadi, dan reaksi terdiri dari transfer timbal dari

suatu amalgam yang berkonsentrasi tertentu ke konsentrasi lainnya. Disini Eo

= 0, dan emf sel demikian adalah :

Timbal akan cenderung berpindah melalui proses elektrokimia secara spontan

dari amalgam dengan aktivitas tinggi ke aktivitas rendah.

Contoh  : Jika   maka E berharga positif dan reaksi berlangsung

seperti arah yang ditunjukkan.

Jika    maka E berharga negatif dan proses berlangsung

sebaliknya.

Sel konsentrasi elektroda yang terdiri dari elektroda gas dapat diilustarsikan

sebagai berikut :   Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt

24

BAB III

PENUTUP

III.1.Kesimpulan

Konsep termodinamika saat ini tidak hanya berhubungan dengan mesin uap

saja, atau transfer energi berupa kalor dan kerja. Di dalam konteks kehidupan

sehari-hari aplikasi termodinamika sangat luas mulai dari pemanfaatan baterai

untuk menjalankan hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada

permukaan logam lain.

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan reaksi

kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan

prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat

dimana  reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik

antara dua elektroda.

Dalam elektrokimia terdapat jenis-jenis elektroda reversible yang terdiri dari

elektroda logam-ion logam, elektroda amalgam, elektroda logam-garamnya yang

tak larut, elektroda gas, elektroda redoks, dan elektroda membran selektif-ion.

III.2.Saran

Melalui makalah ini kami berharap agar mahasiswa dapat lebih memahami

mengenai elektrokimia dan dapat mengaplikasikannya dengan lebih efektif dan

praktis dalam kehidupan sehari-hari.

25

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti. Ed. ke-3. Jakarta:

Penerbit Erlangga.

Rosenberg, Jerome L. 1985. Seri Buku Schaum Teori dan Soal-Soal Kimia Dasar.

Ed. ke-6. Jakarta: Penerbit Erlangga.

http://kimia.upi.edu

www.chem-is-try.org

26