Reaksi Redoks dan ElektrokimiaPengertianReaksi kimia dapat digolongkan menjadi berbagai macam reaksi. Salah satu

diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi

dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Dari tinjauan bilangan oksidasi

reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis reaksi yaitu :

1. Golongan reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami

perubahan bilangan oksidasi sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi dimana

atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi

disebut reaksi bukan reduksi-oksidasi yang lazim disebut reaksi bukan

redoks.

2. Golongan reaksi dimana diantara atom-atom yang terlibat ada yang

mengalami perubahan bilangan oksidasi. Sebelum dan sesudah reaksi

bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat tidak sama (berubah). Reaksi ini

disebut reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks)

1. A.       PENGERTIAN REAKSI REDOKS

Redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan

bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau

peningkatan bilangan oksidasi

CONTOH : REAKSI REDUKSI

Cu2+(aq) + 2e ® Cu (s)      Ag+(aq) + e ® Ag(s)

CONTOH : REAKSI OKSIDASI

Zn(s) ® Zn2+(aq)+ 2e      Al(s) ® Al3+(aq) + 3e

Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1.   Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol

2.   Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1

3.   Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH2, AlH3) bilangan oksidasi H = -1

4.   Atom O dalam senyawa memiliki

5.   Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = +2

6.   Dalam peroksida (misal H2O2, Na2O2, BaO2) bilangan oksidasi O= -1

7.   Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif

8.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol

9.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion

10. Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang

keelektronegatifannya lebih besar

Konsep-konsep dasar Redoks

1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan)

bilangan oksidasi

2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan

(penurunan)  bilangan oksidasi

3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang

melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik

4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap

elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun

5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau

reaksi perubahan bilangan oksidasi

6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya

satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks

dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah

7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

       PENYETARAAN REAKSI REDOKS

1.METODE BILANGAN OKSIDASI

Langkah-langkah penyetaraan reaksi :

1. Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan

perubahan bilangan oksidasi tiap unsur

2. Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan

koefisien yang sesuai

3. Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari

unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

4. Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan

koefisien yang sesuai

5. Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain

Contoh soal

2 .METODE SETENGAH REAKSI (ION ELEKTRON)

Langkah-langkah penyetaraan reaksi:

1. Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja

2. Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi

oksidasi

3. Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen

(H) dan oksigen (O)

4. Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke

ruas yang kekurangan oksigen

5. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas

yang kekurangan atom H

6. Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang

memiliki muatan lebih positif

7. Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi

reduksi dan oksidasi

8. Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang

utuh

9. Mengembalikan ke bentuk reaksi awal

CONTOH SOAL

PENGERTIAN SEL ELKTROKIMIA

Transfer elektron pada reaksi redoks dalam larutan berlangsung melalui kontak

langsung antara partikel-partikel berupa atom , molekul atau ion yang saling

serah terima elektron. Pembahasan transfer elektron melalui sirkuit luar sebagai

gejala listrik, dan reaksi redoks yang seperti ini akan dipelajari pada

elektrokimia.

Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron

yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau

sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :

1. Sel Volta

2. Sel Elektrolisis

Sel Volta melibatkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik sedangkan

sel elektrolisis melibatkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia.

Bagaimanakah proses terjadinya perubahan energi tersebut?

SEL VOLTASel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk

membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk

(rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap

lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non

spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik

antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang

terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA

Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780)

danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta.

Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut.

Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik

Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit

(ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl).

Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan

melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut

Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi

disebut Katoda (elektroda positif)

ELEKTRODA

Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda

Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa

teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa

tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda.

Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4

Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4

Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif

dan katoda bermuatan positif

Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U

terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya

untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion)

Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel

volta ini misalnya grafit dan platinum.

NOTASI SEL VOLTA

•Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs

solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung

kanan.

POTENSIAL SEL

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 H2(g) +

O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang

membedakan sel elektrolisisdari 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. Reaksireduksi 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) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-

(l) ——> 2 Na(s) + Cl2(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 denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi

masih sama? Untuk mempelajari reaksielektrolisis 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 katodaadalah air. Sementara, berdasarkan Tabel

Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena

oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi 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- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) ………… (1)

Anoda (+) : 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(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 dikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan

air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai

keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami

oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi dianoda. Reaksi yang

terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : 4 H2O(l) + 4 e- ——> 2 H2(g) + 4 OH-(aq) ……….. (1)

Anoda (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- ……………….. (2)

Reaksi sel : 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-

(aq) …………………….. [(1) +

(2)]

6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, 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- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. (1)

Anoda (+) : Cu(s) ——> Cu2+(aq) + 2 e- …………………….. (2)

Reaksi sel : Cu(s) + 2 H2O(l) ——> Cu2+(aq) + H2(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 penyepuhanberlangsung. 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 1023partikel.

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.

Hukum Faraday I :

Hukum Faraday II :

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) ——> O2(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) ——> F2(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) ——> Cl2(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) ——> O2(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) ——> Cl2(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

Materi juga dapat di lihat disini

Subjek:Kimia/Materi:ElektrokimiaDari Wikibuku bahasa Indonesia, sumber buku teks bebas

< Subjek:Kimia

Elektrokimia adalah reaksi redoks yang bersangkut paut dengan listrik.

Reaksi elektrokimia dibagi menjadi 2, yaitu:

Sel galvani/sel volta adalah reaksi redoks yang menghasilkan listrik. Contohnya baterai.

Sel elektrolisis adalah listrik yang mengakibatkan reaksi redoks. Contohnya adalah

pemurnian logam dan pelapisan logam.

Sel galvani/sel volta[sunting]

Pada gambar di atas, logam Zn akan mengalami oksidasi, sedangkan logam Cu akan mengalami reduksi. Reaksi kimianya adalah:

Zn → Zn2+ + 2 e, E0 = 0,76 volt

Cu2+ + 2 e → Cu, E0 = 0,34 volt

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu, Esel = 1,1 Volt.

Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada larutan dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus.

Notasi sel[sunting]

Untuk sel volta, penulisannya adalah: anoda || katoda atau zat yang teroksidasi || zat yang tereduksi

Seperti pada contoh diatas, berarti notasi selnya adalah:

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu, Esel= 1,1 volt

Sel Elektrolisis[sunting]

Sel elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks.

Pada sel elektrolisis, katoda akan tereduksi dan anoda yang akan teroksidasi.

Pada katoda, terdapat 2 kemungkinan zat yang ada, yaitu:

kation (K+) atau

air (H20) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan

atau lelehan.)

Pada anoda, terdapat 3 kemungkinan zat yang ada, yaitu:

anion (A-) atau

air (H20) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan

atau lelehan.)

elektroda, elektroda ada 2 macam, inert (tidak mudah bereaksi, ada 3 macam

zat yaitu platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tak inert (mudah

bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).

Ada berbagai macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu:

Reaksi yang terjadi pada katoda

Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be,

Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al, dan Mn, maka reaksi yang terjadi adalah 2 H20 + 2

e → H2 + 2 OH-

Jika kationnya berupa H+, maka reaksinya 2H+ + 2 e → H2

Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama logam)x+ + xe →

(nama logam)

Reaksi yang terjadi pada anoda

Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3 macam reaksi:

Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-, SO4

2-), maka reaksinya 2

H20 → 4H+ + O2 + 4 e

Jika anionnya OH-, maka reaksinya 4 OH- → 2H20 + O2 + 4 e

Jika anionnya berupa halida (F-, Cl-, Br-), maka reaksinya adalah 2

X(halida) → X (halida)2 + 2 e

Jika elektroda tak inert (selain 3 macam di atas), maka reaksinya Lx+ + xe

8. ELEKTROLIT DAN ELEKTROKIMIA***kimiatomesemka***8.1  Membedakan larutan elektrolit dan nonelektrolit  

         Indikator :

Larutan elektrolit dan non elektrolit dapat dibedakan berdasarkan sifat hantaran listrik,

Elekrolit kuat dan elektrolit lemah dapat dibedakan berdasarkan daya hantar listrik

 Rangkuman Materi

8.1 Larutan elektrolit dan non elektrolit

skema penggolongan larutan berdasarkan daya hantar listrik :

 

 

Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan dibedakan menjadi 2 golongan yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai

a.    Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Termasuk larutan elektrolit adalah asam, basa , garam. Zat terlarutnya disebut elektrolit. Contoh : NaCl, H2SO4, dan NaOH.

b.    larutan non elektrolit adalah larutan tidak dapat menghantarkan arus  listrik. Zat terlarutnya disebut nonelektrolit. Contoh : air suling, gula, dan alcohol

Ciri-ciri hantaran listrik :

-      adanya ion-ion dalam larutan, semakin banyak jumlah ion daya hantar listrik makin baik

-      jumlah ion dalam larutan bergantung pada jenis dan konsentrasi zat terlarut.

Jenis larutan elektrolit berdasarkan daya hantar listrik

1. Larutan elektrolit Kuat

- terionisasi sempurna

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala terang

               2. Elektrolit Lemah 

- terionisasi sebagian

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala redup

Penjelasan :

Jenis larutan

Jenis zat terlarut Nyala lampu

Nama senyawa

Elektrolit kuat

    senyawa ion

    senyawa kovalen polar yang terhidrolisis sempurna/hampir sempurna

Terang Natrium klorida (NaCl)

Asam nitrat (HNO3)

Asam sulfat (H2SO4)

Natrium hidroksida (NaOH)

Kalium klorida (KCl)

Elektrolit lemah

Senyawa kovalen polar yang terhidrolisis sebagian kecil

Redup Asam cuka (CH3COOH)

Amonia (NH3)

Asam karbonat (H2CO3)

Asam pospat (H3PO4)

Nonelektrolit

Senyawa kovalen polar yang tidak terhidrolisis

Tidak menyala

Sukrosa (C12H22O11)

Etanol (C2H5OH)

Gula (C6H12O6)

Urea (CO(NH2)2)

 8.2 Menerapkan konsep reaksi redoks dalam elektrokimia

         Indikator : 

Konsep reaksi redoks diterapkan pada proses sel volta 

 Konsep reaksi redoks doterapak pada sel elketrolisis

 Banyaknya zat yang dihasilkan pada proses elektrolisis dihitung dengan hukum Faraday 1

 Reaksi redoks yang terjadi pada proses korosi dijelaskan berdasarkan aturan bilangan oksidasi

Rangkuman Materi 8.2 Elektrokimia 

Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron). Ada dua macam yaitu :         Reaksi kimia menghasil- kan daya gerak listrik (sel galvani)         Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)Alat yang digunakan untuk mempelajari elektrokimia disebut sel elektrokimia.Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.1.    Sel Volta/Gavaln

a.  Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :          Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.         Aturan sel volta :-   Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik-   Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif-   Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif-   Elektron mengalir dari anoda ke katoda 

b.   Konsep-konsep Sel Volta 

      Sel Volta:      Deret Volta/Nerst       a.   Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au      b.  Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri,mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi.Prinsip:1.    Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi2.    Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda3.    Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan 

                            

Notasi sel :  Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

/  = potensial ½ sel

// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)

Macam-macam sel volta: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)4

2+.2.  Sel Aki         Katoda: PbO2

         Anoda : Pb         Elektrolit: Larutan H2SO4

         Reaksinya adalah :                 PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4

2-(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) + 2SO4

2-(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. 

2.    Sel elektrolisis Terjadi perubahan : energi listrik → energi kimiaElektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrikPada sel elektrolitik–  Katoda bermuatan negatif  atau disebut elektroda ––  Terjadi reaksi reduksiJenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn         -Reaksi : 2 H+(aq) + 2e- →H2(g)         ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; dan penggantinya air          2 H2O(l) + 2 e- → basa + H2(g)         ion-ion lain  direduksi–        Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +-         Terjadi reaksi oksidasi-         Jenis logam diperhatikana.  Anoda : Pt atau C (elektroda inert)reaksi :# 4OH- (aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e-

# gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh                    2 H2O(l) → asam + O2(g)# golongan VIIA (halogen) → gasb.  Anoda bukan : Pt atau Creaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.                              

1.    Contoh : Reaksi redoks pada elektrolisis larutan garam NaCl:      (skor =12)

Katode :    2H2O(l)  +  2e --------> H2(g)   +   2OH-

Anode :      2Cl-     ------------->Cl 2    +   2e                                                        

                2H2O(l)  + 2Cl-  ---------->  H2(g)  + 2OH-   +   Cl2

Hukum FaradayBanyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan kedalam larutan. Hal ini dapat digambarkan dengan hukum faraday 1

W = massa zat yang dihasilkan

i = arus dalam amperet = waktu dalam satuan detikF = tetapan Farady,1 F = 96500 Ci.t = Q = arus dalam satuan C

Mol elektron dari suatu reaksi sama dengan perubahan biloks 1 mol zat. Dari rumusan diatas diperoleh :Jumlah Faraday = mol elektron= perubahan bil.oksidasi 1 mol zatDalam penentuan massa zat yang dihasilkan dalam reaksi elektrolisis, biasanya data yang diketahui adalah Ar bukan e, sedangkan

sehingga rumusan Hukum Faraday 1 menjadi :

n = valensi atau banyaknya mol elektron untuk setiap mol zat.Contoh :Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan Cu SO4(Ar-Cu=63,5)Jawab :Cu diendapkan di  katoda menurut persamaan berikut ini:Cu2+(aq)   + 2e  --------> Cu(s)               Ar-Cu         63,5       e =---------  =--------  = 31,7                     2               2

                 e,i.t          31,7. 10. 965       W =-------  =----------------  = 3,175 gram                 96500             96500Korosiadalah kerusakan atau degradasi logam  akibat reaksi redoks  antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi , sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi . Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.nH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.Reaksi perkaratan besi 

a. Anoda: Fe(s)--------> Fe2+ + 2e

Katoda: 2 H+ + 2 e- -------> H2

2 H2O + O2 + 4e- --------> 4OH-

b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ------->3 Fe2+ + 4 OH- + H2

Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O

Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara2. Elektrolit3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)4. Adanya O2

5. Lapisan pada permukaan logam6. Letak logam dalam deret potensial reduksiMencegah Korosi1. Dicat2. Dilapisi logam yang lebih mulia3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan5. Dicampur dengan logam lain

BAB II

PEMBAHASAN

A.       PENGERTIAN SEL ELEKTROKIMIA

Definisi elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aksi antara sifat-sifat listrik dengan

reaksi kimia. Misalnya perubahan energi kimia menjadi energy listrik pada elemen

elektrokimia, reaksi oksidasi-oksidasi secara spontan pada elemen yang dijadikan sumber

arus listrik, dan perpindahan elektron dan perpindahan elektron dalam larutan elektrolit dan

terjadi pada aki. Elektrokimia ini dikenal dengan dalam bahasa inggrisnya adalah electo

chemistry.

Adapun berbagai definisi elektrokimia lainnya yaitu

1.    Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia yang berlangsung dalam

larutan pada antarmuka konduktor elektron (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik

(elektrolit), dan melibatkan perpindahan elektron antara elektroda dan elektrolit atau sejenis

dalam larutan.Jika reaksi kimia didorong oleh tegangan eksternal, maka akan seperti

elektrolisis, atau jika tegangan yang dibuat oleh reaksi kimia seperti di baterai, maka akan

terjadi reaksi elektrokimia. Sebaliknya, reaksi kimia terjadi di mana elektron yang ditransfer

antara molekul yang disebut oksidasi / reduksi (redoks) reaksi. Secara umum, elektrokimia

berkaitan dengan situasi di mana oksidasi dan reduksi reaksi dipisahkan dalam ruang atau

waktu, dihubungkan oleh sebuah sirkuit listrik eksternal.

2.    Elektrokimia adalah ilmu tentang hubungan antara senyawa listrik dan kimia. Elektrokimia

merupakan studi yang mempelajari bagaimana reaksi kimia dapat menimbulkan tegangan

listrik dan tegangan listrik terbalik dapat menyebabkan reaksi kimia dalam sel elektrokimia.

Konversi energi dari bentuk kimia ke bentuk listrik dan sebaliknya adalah inti dari

elektrokimia. Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel galvanik dan elektrolit. Sel galvanik

adalah sel yang menghasilkan tenaga listrik ketika sel mengalami reaksi kimia sedangkan Sel

elektrolit adalah sel yang mengalami reaksi kimia ketika tegangan listrik diterapkan.

Elektrolisis dan korosi adalah contoh dari proses penting seperti yang ada pada elektrokimia.

Prinsip-prinsip dasar elektrokimia didasarkan pada rasio tegangan antara dua zat dan

memiliki kemampuan untuk bereaksi satu sama lain. Semakin lama logam dalam elemen

galvanik yang terpisah dalam seri tegangan elektrokimia, semakin kuat listrik akan terekstrak.

Teori Elektro-kimia dan metode elektrokimia memiliki aplikasi praktis dalam teknologi dan

industri dalam banyak cara. Penemuan dan pemahaman reaksi elektrokimia telah

memberikan kontribusi untuk mengembangkan sel bahan bakar dan baterai, dan pemahaman

logam relatif terhadap satu sama lain dalam elektrolisis dan korosi.

3.    Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia dalam larutan melibatkan

konduktor (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik (elektrolit), yang melibatkan

pertukaran elektron antara elektroda dan elektrolit. Bidang Ini mencakup bidang ilmiah yaitu

proses kimia yang melibatkan semua perpindahan elektron antar zat, sehingga transformasi

energi kimia menjadi energi listrik. Ketika proses ini terjadi, menghasilkan perpindahan

elektron yang terjadi secara spontan dan memproduksi arus listrik ketika terhubung ke sebuah

sirkuit listrik, memproduksi atau perbedaan potensial antar dua kutub, disebut sel atau baterai

(yang sering terdiri dari beberapa sel). Ketika proses ini terjadi dan disebabkan oleh aksi arus

listrik dari sumber eksternal, proses ini disebut elektrolisis.

4.    Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari perpindahan antara energi listrik dan

energi kimia. Dengan kata lain, reaksi kimia yang terjadi pada antarmuka konduktor listrik

(disebut elektroda yang dapat menjadi logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik

(elektrolit) dapat menjadi solusi dan dalam beberapa kasus khusus, zat padat .  Jika reaksi

kimia didorong oleh beda potensial maka, secara eksternal disebut elektrolisis. Namun, jika

penurunan potensi listrik dibuat sebagai hasil dari reaksi kimia, yang dikenal sebagai "daya

baterai", juga disebut sel baterai atau galvanik. Reaksi kimia yang menghasilkan perpindahan

elektron antara molekul yang dikenal sebagai reaksi redoks, dan pentingnya dalam

elektrokimia sangat penting, karena melalui reaksi tersebut dilakukan proses yang

menghasilkan listrik atau sebaliknya, yang diproduksi sebagai konsekuensinya. Secara

umum, studi elektrokimia menangani situasi di mana terdapat reaksi oksidasi-reduksi

ditemukan dipisahkan secara fisik atau sementara, berada di lingkungan yang terhubung ke

sebuah sirkuit listrik. Penelitian yang terakhir adalah kimia analitik dalam subdiscipline

dikenal sebagai analisis potensiometri.

B.       PENGGOLONGAN ELEKTROKIMIA DAN PERAN JEMBATAN GARAM

Elektrokimia adalah hubungan reaksi kimia dengan gaya gerak listrik (aliran electron).

Adapun penggolongan elektrokimia terdiri dari dua macam, yaitu :

 Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (Sel Gallvani)

 Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (Sel Elektrolisa)

Alat yang digunakan untuk mempelajari elektrokimia disebut sel elektrokimia. Sel

elektrokimia adalah sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.

1.    Sel Gallvani/Sel Volta

Pada gambar di atas, logam Zn akan mengalami oksidasi, sedangkan logam Cu akan

mengalami reduksi. Reaksi kimianya adalah :

Zn → Zn2+ + 2 e                                 E0=      +0,76 volt

Cu2+ + 2 e → Cu                                E0 =     +0,34 volt 

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu,                    Esel=    +1,1 Volt.

Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada

larutan dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus.

   Prinsip-prinsip Sel Volta atau Sel Galvani:

a.    Gerakan electron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.

b.    Terjadi perubahan energi kimia → energi listrik

c.    Pada anoda, electron adalah produk dari reaksi oksidasi (anoda kutub negative)

d.   Pada katoda, electron adalah reaktan dari reaksi reduksi (katoda kutub positif)

e.    Arus electron mengalir dari anoda ke katoda, arus listrik mengalir dari katoda → anoda.

f.     Jembatan garam menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.

   Konsep-Konsep Sel Volta

a.    Deret Volta :

Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni. Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Makin ke kanan, mudah direduksi atau sukar dioksidasi. Makin ke kiri mudah dioksidasi,

makin aktif dan sukar direduksi.

b.    Notasi Sel

Contoh : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

Dimana :

/    =   potensial ½ sel

//   =   potensial sambungan sel (jembatan garam)

   Macam-Macam Sel Volta

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)   terlindungi oleh pasta karbon,

MnO2 dan NH4Cl2 . Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul

dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.

Reaksi Anoda adalah oksidasi dari seng :

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Reaksi Katoda :

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

Amonia yang terbentuk 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

Reaksinya adalah sebagai berikut :

                 PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4

2-(aq)       →   PbSO4(s) + 2H2O (katoda) 

                                 Pb (s) + SO42-

(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(l) → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO4

2-(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

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.

Katodanya adalah NiO2 dengan sedikit air

Anodanya adalah Cd

Reaksinya adalah sebagai beikut :

                                              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.

2.    Sel Elektrolisa

Sel elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks. Pada sel elektrolisis,

katoda akan tereduksi dan anoda yang akan teroksidasi. Pada katoda, terdapat 2 kemungkinan

zat yang ada, yaitu:

      Kation (K+)

      Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan).

Pada anoda, terdapat 3 (tiga) kemungkinan zat yang ada, yaitu :

      Anion (A-)

      Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan)

      Elektroda. Elektroda ada dua macam, antara lain inert (tidak mudah bereaksi, seperti Platina

(Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tidak inert (mudah bereaksi, zat lainnya selain

Pt, C, dan Au).

Ada berbagai macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu :

1)   Reaksi yang terjadi pada katoda

 Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg, Cr, Sr, Ba,

Ra), Al dan Mn.

 Jika kationnya berupa H+.

 Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama logam)x+ + xe → (nama logam)

2)   Reaksi yang terjadi pada anoda

 Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3 macam reaksi :

Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-, SO4

2-), maka reaksinya 2 H20 → 4H+ + O2 + 4 e

Jika anionnya OH-, maka reaksinya 4 OH- → 2H20 + O2 + 4 e

Jika anionnya berupa halida (F-, Cl-, Br-), maka reaksinya adalah 2 X(halida) → X (halida)2 +

2 e

 Jika elektroda tak inert (selain tiga macam di atas), maka reaksinya Lx+ + xe

C.       POTENSIAL SEL STANDAR DAN KONSTANTA KESETIMBANGAN REAKSI

SEL

a.    Potensial Sel Standar

Potensial sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit

eksternal.

Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan kimia (reagents) yang terlibat. Sel

elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda. Setiap elektroda disebut sebagai setengah

sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada tiap elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi

elektroda. Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :

1.    Elektroda Logam-ion logam

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan

ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu2+.

2.    Elektroda Amalgam

Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M akan

berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M2+). Logam – logam aktif seperti Na dan Ca

dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.

3.    Elektroda Redoks

Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya

elektroda Pt | Fe3+, Fe2+.

4.    Elektroda Logam – Garam tak Larut

Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat

sedikit larutnya Mυ+Xυ- dan larutan yang jenuh dengan Mυ+Xυ- serta mengandung garam atau

asam terlarut dengan anion Xz-.

Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang

mengandung ion Cl- dari KCl atau HCl.

5.    Elektroda Gas

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam kesetimbangan dengan ion-ion dalam

larutan, misalnya elektroda Pt | H2(g) | H+(aq).

6.    Elektroda Non Logam – Non Gas

Yaitu elektroda yang berisi unsure selain logam dan gas, misalnya elektroda Brom (Pt | Br2(l) |

Br-(aq)) dan yodium (Pt | I2(s) | I-

(aq)).

7.    Elektroda Membran

Yaitu elektroda yang mengandung membrane semi permiabel. Untuk menggerakkan

muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensila listrik antara kedua muatan. Beda

potensial diukur antara dua elektroda yanitu elektroda pengukur dan elektroda pembanding.

Sebgaai elektroda pembanding umunya digunakan elektroda hydrogen (H+ | H2 | Pt) atau

elektroda kolamel (Cl- | Hg2Cl2(s) | Hg). Beda potensial inilah yang dinyatakan sebagai daya

gerak listrik (DGL).

Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih besar dari elektroda hidrogen (bernilai

positif), maka elektroda tersebut mempunyai kecenderungan untuk tereduksi (bersifat

oksidator). Sedangkan bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih kecil dari elektroda

hidrogen (bernilai negatif), maka elektroda tersebut mempunyai kecenderungan untuk

teroksidasi (bersifat reduktor). Karena reaksi setengah sel pada elektroda ditulis dalam bentuk

reduksi, maka nilai potensial elektroda standar juga dapat disebut potensial reduksi standar.

 Potensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel;

Potensial sel standar E0 sel : potensial pada 250C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan parsial 1

atm.

Potensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat

yang mengalami redoks.

Diagram/ notasi sel dilambangkan : Oksidasi 

                                                               Xn+     n+ 

E0sel = E0red - E0oks

 ,

E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi

E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi

 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.

Contoh:

Diketahui data:

Pb2+  +  2e                      E0 = - 0,76 volt

In3+    +  3e                     E0 = - 0,34 volt

Tentukan:

a.       Persamaan kimia

b.      Notasi sel

c.       E0 sel

Pembahasan :

Pb2+  +  2e    Pb                      E0 = - 0,76 volt

In3+    +  3e    In                      E0 = - 0,34 volt

a.       Persamaan elektrokimia

Anoda  :  Pb  Pb2+  +  2e                        3Pb  3Pb2+  +  6e  E0 = + 0,76 volt

Katoda :   In3+    +  3e    In                     2In3+    +  6e    2In E0 = - 0,34 volt            +

Redoks:                                     3 Pb  +  2 In3+    2 In  +  3 Pb2+ E Sel = + 0,44 Volt

b.      Notasi sel

Oksidasi 

   Pb2+     3+ 

c.       E0 sel

E0sel = E0reduksi - E0oksidasi

   = - 0,34 – (- 0,76)

   = + 0,44 volt

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+.

Jadi, potensial elektroda berharga positif, berarti elektroda tersebut lebih mudah mengalami

reduksi daripada H+.

b.    Konstanta Kesetimbangan Reaksi Sel

Setiap reaksi kimia dapat dituliskan sebgaai kombinasi dari dua buah reaksi setengah sel

sehingga potensial sel dapat diasosiasikan dengannya. Nilai ∆ ditentukan oleh relasi nFԑ = -

∆G. kondisi kesetimbangan untuk setiap reaksi kimia adalah ∆G0 = -nF 0, kita dapat

menulis :

RT ln K = nF 0,

ln K = 

karna, 

sehingga,

Log10K =  ………………………………………………………………. (1)

Dengan memakai persamaan (1), kita dapat menghitung konstanta kesetimbangan untuk

setiap reaksi dari potensial sel standar yang pada gilirannya dapat diperoleh dari nilai-nilai

pada tabel potensial setengah sel standar.

           

Setengah Reaksi E0(Volt)

Li(s)  Li+(aq) + e -3,04

K(s)  K+(aq) + e -2,92

Ba(s)  Ba2+(aq) + 2e -2,90

Ca(s)  Ca2+(aq) + 2e -2,87

Na(s) Na+(aq) + e -2,71

Mg(s)  Mg2+(aq) + 2e -2.37

Be(s)  Be2+(aq) + 2e -1,85

Al(s)  Al3+(aq) + 3e -1,66

Mn(s)  Mn2+(aq) + 2e -1,18

H2(aq) + 2OH-(aq)  2H2O(aq) +

2e

-0,83

Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e -0,76

Cr(s)  Cr3+(aq) + 3e -0,74

Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e -0,44

Cd(s)  Cd2+(aq) + 2e -0,40

Co(s)  Co2+(aq) + 2e -0,28

Ni(s)  Ni2+(aq) + 2e -0,25

Sn(s)  Sn2+(aq) + 2e -0,14

Pb(s)  Pb2+(aq) + 2e -0,13

H2(s)  2H+(aq) + 2e 0,00

Sb(s)  Sb3+(aq) + 3e +0,10

Sn(s)  Sn4+(aq) + 4e +0,13

Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e +0,34

2I-  I2(aq) + 2e         +0,54

Hg(s)  Hg2+(aq) + 2e +0,62

Fe(s)  Fe3+(aq) + 3e +0,77

Ag(s)  Ag+(aq) + e   +0,80

2Br-  Br2(aq) + e +1.07

Pt(s)  Pt2+(aq) + 2e +1,50

Au(s)  Au3+(aq) + 3e +1,52

Co(s)  Co3+(aq) + 3e +1,82

Fe(s)  Fe3+(aq) + 3e +2,87

Untuk menghitung konstanta kesetimbangan untuk setiap reaksi dari potensial sel

standart,yang pada gilirannya dapat diperoleh dari nilai nilai pada table potensial setengah sel

standart. Metoda berikut ini dan contoh contohnya menggambarkan procedure yang akan

memastikan untuk memperoleh 0 dengan ukuran besar dan tandanya.

Langkah 1. Pecahkan reaksi sell menjadi dua reaksi setengah sell.

a.Untuk reaksi setengah sell yang pertama ( yang di sebelah kanan elektroda) pilihlah spesies

teroksidasi yang muncul pada sisi reaktan dari reaksi sell dan tuliskan kesetimbangan dengan

spesies tereduksi yang sesuai.

b.Untuk reaksi setengah sell yang kedua (elektroda sebelah kiri) pilih spesies teroksidasi yang

muncul di sisi produk dari reaksi sell dan tulis kesetimbangan dengan spesies tereduksi yang

sesuai.

Tulis kedua reaksi setengah sell dengan electron pada sisi reaktan.

Langkah 2 Setimbangkan reaksi setengah sell dengan jumlah electron yang sama,n, pada

masing masingnya.

Langkah 3 Jika reaksi setengah sell kedua dikurangkan dari yang pertama, seluruh reaksi sell

diselesaikan ; periksalah untuk meyakinkannya. Kurangkan potensial elektroda dengan cara

yang sama (pertama minus kedua) untuk memperoleh potensial standar sell, o.

Langkah 4 Pergunakan persamaan  (8.50) untuk menghitung K

Contoh soal :

Melalui persamaan RT ln K = nFo, atau pada 25oC  log10K =   ,hitung

Konstanta kesetimbangan ( K ) dari persamaan reaksi tersebut :

    2MnO4-  +  6H+  +  5H2C2O4   2Mn2+ + 8H2O + 10CO2

Penyelesaian :

Reaksi setengah ini (pilih spesi teroksidasi, MnO4-, pada sisi reaktan untuk reaksi setengah

sell)

MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O  o= 1,51V;

2CO2 + 2H+ + 2e-  H2C2O4          o = - 0,49V.

Kalikan koefisien reaksi pertama dengan 2, juga reaksi kedua dengan 5, kita peroleh :

2MnO4- + 16H+ + 10e-  2Mn2+ + 8H2O  o= 1,51V;

10CO2 + 10H+ + 10e-  5H2C2O4          o = - 0,49V.

Dikurangkan, kita peroleh

2MnO4-  +  6H+  +  5H2C2O4   2Mn2+ + 8H2O + 10CO2

  

o = 1,51 V – (-0,49V) = 2 V

karena n = 10,

     atau K = 10338

D.       POTENSIAL SEL DAN ∆G REAKSI HUBUNGAN DENGAN REAKSI KIMIA

Hubungan antara energi bebas Gibbs dan potensial sel arus nol( E ) dapat diturunkan

dengan memperhatikan perubahan G pada saat reaksi sel bertambah dengan kuantitas yang

sangat kecil dξ pada beberapa kompoesisi. Maka G pada P,T tetap dan kompoesisitertentu

akan berubah besar.

∆G0 =  )P.T  .......................................................................................(2)

Karena kerja maksimum yang dapat dilakukan reaksi itu ketika reaksi berlangsung sebesar

d ζ pada temperatur dan tekanan tetap adalah

d We = ∆G0 . d ζ          ....................................................................................(3)

yang harga nya sangat kecil dan komposisi sistem sebenarnya adalah tetap ketika reaksi ini

berlangsung. Sehingga nkerja yang dilakukan untuk muatan yang sangat kecil –zF. d ζ yang

bergerak dari anoda ke katoda dengan beda potensial tertentu akan berharga

d We = - n F d ζ. E      ....................................................................................(4)

jika kita samakan persamaan ( 2 ) dan ( 3 ) maka didapat

-nF E0 = ∆G0 ..................................................................................( 5 )

atau E0= - ) , adalah jumlah elekrton yang terlibat dalam setengah reaksi.

Sehingga, 

Berdasarkan harga energi bebas gibbs ∆G, dapat diramalkan berlangsung tidaknya suatu

sel elektrokimia. Suatu reaksi sel akan berlangsung spontan bila ∆G< 0 atau harga E > 0.

Contoh :

Gunakan potensial elektroda standar untuk menghitung ∆G0 pada 250C dalam reaksi :

Zn(s) + 2Ag+aq → Zn2+

(aq) + 2Ag(s)

Penyelesaian :

Setengah reaksi dan jumlah potensial elektrodanya adalah :

2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s)                E0 = +0,80 V

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-                   E0 = -0,76 V       -

2Ag+)aq) + Zn(s) → 2Ag(s) + Zn2+

(aq)           E0 = +1,56 V

Setiap setengah reaksi melibatkan dua elektron, maka n = 2. Nilai potensial sel, E 0= +1,56 V

dan tetapan Faraday, F adalah 9,65 x 104 C. Dengan demikian.

∆G0                                             = -n.F.Esel

   = - (2) (9,65 x 104 C) (1,56 V)

   = -3,01 x 105 J

Jadi, perubahan energi bebas standar adalah -3,01 x 105 J atau sama dengan 301 kJ.   

E.        PERSAMAAN NERST

Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-

asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai

persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph

Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan

ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang

ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdiosiasi.

Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel sengan konsentrasi

suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu

untuk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung

spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel

Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan

reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi

sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu

larutan tembaga sulfat maka akan terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan

lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi adalah

sebagai berikut:

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :

Zn + Cu2+ → Zn2

+ + Cu

Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk

menjadi sebuah atom tembaga.

Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2e-

Reduksi : Cu2+ + 2e- → Cu

Sel yang mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di

dalamnya menggerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi

oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron.

Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel

besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan

kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang

sama hanya dapat melakukan sedikit kerja.

Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel

demikian memiliki potensial sel sebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua electrode

yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Electrode dalam larutan pekat

merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan electrode dalam larutan encer

merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan Karena larutan-larutan

yang diperkirakan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi

kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada

dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara

dengan tetapan kesetimbangan. Oleh karena itu, potensial elektroda standar dihubungan

dengan tetapan kesetimbangan untuk reaksi oleh rumus:

dimana :

Esel = potensial sel

E0 = potensial sel standar

T = suhu/temperature

Q = hasil bagi reaksi

n = mol

R= konstanta molar gas (8,3145 j/(mol K)

F = konstanta Faraday (96.456, 3 s A/mol)

Persamaan tersebut dapat disederhanakan menjadi :

atau

Persamaan diatas di dapatkan dari:

Menghubungkan potensial arus dengan aktivitas zat yang ikut serta dalam reaksi sel. Fungsi

Gibbs reaksi berhubungan dengan komposisi dengan:

Oleh karena itu,

Suku pertama di bagian kanan persamaan ini disebut potensial sel standar, dengan

Atau

Sehingga, untuk fungsi Gibbs standar yang dinyatakan sebagai potensial (dalam volt) adalah:

Persamaan Nernst untuk potensial sel arus nol pada segala komposisi sel.

Karena   pada temperatur 25   maka,

Oleh karena itu, untuk reaksi dengan v = 1, jika Q ditambah dengan faktor 10, maka potensial

sel bertambah sebesar 59,2 mV.

Atau

Menjadi

Untuk setiap reaksi kimia energi Gibbs reaksinya adalah

               ∆G = ∆Go + RT ln Q                                                (8.25)

dengan Q adalah hasil bagi dari aktifitas. Mengkombinasikan ini dengan persamaan (8.24),

kita peroleh

-nFԑ = ∆Go + RT ln Q

Potensial standart sel didefinisikan oleh

               -nFԑ =  ∆Go                                                    (8.26)

Memasukkan nilai ∆Go ini dan membagi dengan –nF, kita peroleh                    

persamaan di atas adalah bentuk lain dari persamaan Nerst utnuk sel. Persamaan Nerst

menghubungkan po0tensial sel ke nilai standar, ԑ0 dan aktifitas spesies ambil bagian dalam

reaksi sel. Dengan mengetahui nilai ԑ0 dan aktifitas, kita dapat menghitung potensial sel.

Contoh :

Terangkan sel yang didasarkan pada setengah – reaksi berikut:

VO+(aq) + 2H+

(aq) +e-   VO2+(aq) + H2O(l)                                            E0 = 1,00 V (1)

Zn2+(aq) +2e-   Zn(s)                                                                 E0= -0,76 V (2)

Dengan: T= 298 K; [VO2+] = 2,00 M; [VO2+] = 1,0 x 10-2 M; [H+] = 0,50 M;

[Zn2+] = 0,1x10-1M

Penyelesaian :

Reaksi sel setara dan spontan diperoleh dengan cara membalikan reaksi (2) dan mengalihkan

reaksi (        1) dengan bilangan 2, hasilnya:

2VO+(aq) + 4H+

(aq) +2e-   2VO2+(aq) + 2H2O(l)                                                 E0 = 1,00 V (1)

Zn(s)  Zn2+(aq) +2e-                                                                              -E0= 0,76 V (2)

2VO+(aq) + 4H+

(aq) + Zn(s)  2VO2+(aq) + Zn2+

(aq) + 2H2O(l)                    E0 = 1,76 V

Oleh karena sel mengandung komponen dengan konsentrasi bukan standar, kita harus

menggunakan persamaan Nernst untuk menghitung potensial selnya. Pada 298K dengan n=2,

diperoleh:

Jadi potensial sel ini adalah 1,89 Volt.

F.        POTENSIAL REDUKSI STANDAR DAN KOMPOSISI

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda

negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua

elektroda. Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (ΔV ) antara dua elektroda dengan

menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka

akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol yang disebut

sebagai potensial sel ( E0sel  )

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan

konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel daniell, bila diukur

dengan potensiometer beda potensial pada suhu 250C saat konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama

adalah 1,10V. Bila elektroda Cu/Cu2+ dalam sel daniell diganti dengan elektroda

Ag/Ag+ potensial sel adalah 1,56V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat

menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan

untuk mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai

potensial mutlak untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan.

Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau

pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainny. Dan telah ditentukan yang digunakan

sebagai elektroda standar adalah elektroda hidrogen. Elektroda hidrogen terdiri dari gas

H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam platina ( Pt ) yang dilapisi

serbuk Pt harus pada suhu 250C dalam larutan asam ( H+) 1M. Berdasarkan perjanjian

elektroda hidrogen diberi nilai potensial 0,00Volt.

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen / standar ( H/H+ ) dan

elektroda Zn/Zn2+ adalah -0,76V. Bila elektroda Zn/Zn2+ diganti dengan Cu/Cu2+ maka besar

potensialnya selnya menjadi +0,34V.

H2 + Zn2+  2H+ + Zn                   E0 = -0,76V

H2 + Cu2+  2H+ + Cu                  E0 = +0,34V

Karena besarnya potensial elektroda hidrogen =0,00V maka potensial reduksi ( E0red )

zn dan Cu dapat ditentukan  :

Zn2+ +2e  Zn                   E0 = -0,76V     disingkat E0red Zn = -0,76V

Cu2+ +2e  Cu                     E0 = +0,34V    disingkat E0red Cu = +0,34V

Potensial reduksi ( E0red ) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron.jadi

berdasarkan nilai potensial eletroda diatas, potensial elektroda Zn bernilai negatif ( - )

menunjukkan bahwa Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding

dengan H/H+ dan Cu bernilai positif ( + ) menunjukkan bahwa Cu/Cu2+ lebih mudah untuk

menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+

Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya

semakin mudah direduksi berarti semakin sukar dioksidasi. Karena besar potensial oksidasi  (

E0oks ) berlawanan dengan potensial reduksi ( E0

red )

Zn  Zn2+ + 2e   E0 = +0,76V                disingkat ( E0oks )Zn = +0,76V

Cu  Cu2+ + 2e   E0 = -0,34V                 disingkat ( E0oks )Cu = -0,34V

Potensial sel volta

Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan menggunakan

potensiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel dapat dihitung berdasarkan

perbedaan potensial reduksi ( E0red ) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi

pada anoda dengan potensial reduksi pada katoda.

Sebagai contoh pada sel daniel :

Zn2+ +2e  Zn                E0 = -0,76V

Cu2+ +2e  Cu                E0 = +0,34V

Yang mempunyai harga potensial reduksi ( E0red ) lebih kecil akan di oksidasi dan yang

potensial reduksi ( E0red )  lebih besar akan direduksi .

Anoda ( oksidasi )                        : Zn  Zn2+ + 2e                    E0 = +0,76V   

Katoda ( reduksi )                        : Cu2+ + 2e  Cu                    E0 = -0,34V

Reaksi total ( redoks )                  : Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu        E0 = +1,10V

Secara singkat dapat dihitung :

Nilai E0red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. Maka Zn

akan dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E0oks Zn = +0,76V

E0red Cu = +0,34V

E0sel = E0

oks + E0red =  0,76 V + 0,34V = 1,10V

Nilai potensial sel ( E0sel ) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung

secara spontan.

Maka sebaliknya reaksi :

Cu + Zn2+  Cu2+ + Zn   E0= -1,10V

Nilai potensial sel ( E0sel ) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan

terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akan

dibahas pada elektrolisis

Setengah reaksi reduksi ( pada katoda ) E0red ( volt )

Li+(aq) + e-  Li(s) -3,04

K+(aq) + e-  K(s) -2,92

Ca2+(aq) + 2e-  Ca(s) -2,76

Na+(aq) + e-  Na(s) -2,71

Mg2+(aq) + 2e-  Mg(s) -2,38

Al3+(aq) +3e-  Al(s) -1,66

Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s) -0,76

Cr3+(aq) + 3e-  Cr(s) -0,74

Fe2+(aq) + 2e-  Fe (s) -0,41

Cd2+(aq) + 2e-  Cd (s) -0,40

Ni2+(aq) + 2e-  Ni (s) -0,23

Sn2+(aq) + 2e-  Sn (s) -0,14

Pb2+(aq) + 2e-  Pb (s) -0,13

Fe3+(aq) + 3e-  Fe (s) -0,04

2H+(aq) + 2e-  H2 (g) 0,00

Sn4+(aq) + 2e-  Sn2+ (aq) 0,15

Cu2+(aq) + e-  Cu2+ (aq) 0,16

ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e-  ClO3

-(aq) + 2OH-

(aq) 0,17

AgCl(s) + e-  Ag(s) + Cl-(aq) 0,22

Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) 0,34

ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e-  ClO2

-(aq) + 2OH-

(aq) 0,35

IO-(aq) + H2O(l) +2e- I-

(aq) + 2OH-(aq) 0,49

Cu+(aq) + e-  Cu (s) 0,52

I 2 (s) + 2e-  2I- (aq) 0,54

ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e-  ClO-

(aq) + 2OH-(aq) 0,59

Fe3+(aq) + 2e-  Fe2+

(aq) 0,77

Hg22+

(aq)  + 2e-  2Hg(l) 0,80

Ag+(aq) + e-  Ag (s) 0,80

Hg2+(aq) + 2e-  Hg(l) 0,85

ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-(aq) 0,90

2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq) 0,90

NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l) 0,96

Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) 1,07

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) 1,23

Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) 1,33

Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 1,36

Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) 1,44

MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l) 1.49

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l) 1.78

Co3+(aq) + e- → Co2+(aq) 1.82

S2O82-(aq) + 2e- → 2SO4

2-(aq) 2.01

O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l) 2.07

F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 2.87

Deret volta:

K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au

Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah menerima

elektron dan merupakan oksidator (penyebab zat lain mengalami oksidasi).

Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas

elektron dan merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami reduksi).

Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya :

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya :

Cu + Zn2+ → tidak bereaksi

BAB III

PENUTUP

A.  KESIMPULAN

Adapun kesimpulan yang di dapat adalah sebagai berikut :

  Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia yang berlangsung dalam

larutan pada antar muka konduktor elektron (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik

(elektrolit), dan melibatkan perpindahan elektron antara elektroda dan elektrolit atau sejenis

dalam larutan.

  Potensial sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit eksternal.

  Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada larutan

dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus.

  Setiap reaksi kimia dapat dituliskan sebagai kombinasi dari dua buah reaksi setengah sel

sehingga potensial sel dapat diasosiasikan dengannya.

  Hubungan antara energi bebas Gibbs dan potensial sel arus nol( E ) dapat diturunkan dengan

memperhatikan perubahan G pada saat reaksi sel bertambah dengan kuantitas yang sangat

kecil.

  Persamaan Nernst adalah sebagai berikut :

 

  Kegunaan potensial reduksi standar  pada tabel adalah sebagai berikut :

1.    Meramalkan kemampuan oksidasi dan reduksi dari zat.

2.    Semakin positif nilai E0, maka semakin bertambah daya oksidasi zat,Zat merupakan

oksidator yang baik, sebaliknya.

3.    Semakin negative nilai E0, semakin bertambah daya reduksi zat, atau zat merupakan

reduktor yang baik.

B.   SARAN

Adapun saran yang dapat kami ajukan adalah alangkah lebih baiknya makalah ini

mendapat kritik yang membangun agar dalam penyusunannya dapat lebih sempurna lagi. Dan

alangkah baiknya jika isis dari makalah ini dapat dikoreksi oleh dosen pengampu agar tidak

terjadi kesalahfahaman dalam memahami materi tentang Elektrokimia ini.

GLOSARIUM

ANODA                     : Merupakan elektron positif pada sel elektrolisis; dan sebaliknya merupakan elektroda

negatif pada sel volta . Pada anoda berlangsung reaksi reduksi

ELEKTRODA           : suatu pengahantar yang dapat terbentuk batangan , kepingan , atau kawat . digunakan untuk

memancarkan atau mengendalikan aliran  partikel-partikel yang bermuatan baik suatu cairan ,

gas, atau semikonduktor .

ELEKTRON               : merupakan partikel subatom yang bermuatan negatif (-)

ELEKTROKIMIA     : merupakan cabang ilmu kimia yang membahas tentang energi atau arus listrik yang

menyebabkan terjadinya suatu reaksi atau perubahan kimia , serta energi listrik yang

dihasilkan melalaui suatu reaksi kimia , dan juga hasil reaksi-reaksi pada suhu yang amat

tinggi melalui perubahan energi listrik menjadi panas .

ELEKTROLIT           : zat – zat jika dilarutkan ke dalam air akan terurai menjadi ion-ion(ionisasi) sehingga dapat

mengahantarkan arus listrik . zat yang termasuk elektrolit lemah adalh asam,basa, dan garam.

ELEKTROLISIS       : peristiwa penguraian atau perubahan kimia tertentu jika dilewatimuatatan atau arus listrik

melalui larutan elektrolit atau zat cair senyawa tersebut.

JEMBATAN GARAM          : suatu jembatan pemisah yang mengahntarkan listrik dan berbentuk kaca atau pipa U

yang berisi agar-agar KCl/KNO3

KATION                      : ion bermuatan positif yang terbentuk melalui penyumbangan secara paksa atau sukarela

elektron oleh suatu atomn atau molekul.Selama elektrolisis kation-kation ditarik ke katoda

KATODA                     : dalam elektrolisis merupakan elektroda negatif , juga dalam klep-klep termionik , rangakain

sistem listrik yang tertutup, dan sebagainya .tetapi , pada peralatan elektronik atau tabung

bermuatan gas, justru merupakan elektroda positif. 

OKSIDASI                  : reaksi suatu zat dengan oksigen yang disertai pelepasan elketron sehingga mengalami

kenaikan oksidasi.

POTENSIAL ELEKTRODA: ukuran terhadap kemampuan suatu unsur – unsur oksidasi atau reduksi yang

mempunyai sifat harga mutlak tak teratur jadi perlu potensisal standar (Eo) yaitu gas H2 ( pada

25 oC ,1 atm) dan

                                                        [H+] = 1 M Eo  H2 = 0 volt

REDOKS                   : Proses reduksi dan oksidasi yang berlangsung secara spontan ,yakni selama berlangsungnya

oksidasi , sedangkan oksidatornya sendiri akan tereduksi pula. Begitu juga sebaliknya

REDUKSI                  : peristiwa pembebasan oksigen dari suatu senyawa.

SEL VOLTA              : sel yang digunakan sebagai sumber tegangan listrik . dalam sel volta , terjadi perubahan dari

energi kimia menjadi energi listrik , misalnya batu abterai dan aki.

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik Jilid I. Terjemahan Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta:

Erlangga.

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik. Edisi Keempat. Jilid II. Terjemahan Irma I.

Kartohadiprojo. Jakarta : Erlangga.

Dogra, S.K. dan S. Dogra. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Terjemahaan Umar

Mansyur. Jakarta : Universitas Indonesia.

Keenam, Charles W. Donald C. Kleinfelter Jesse H. Wood. 1996. Kimia Untuk

Universitas. Edisi Keenam. Jilid I. Terjemahan Aloysius Hadyana Pudjaatmaka. Jakarta :

Erlangga.

Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Jakarta ; PT. Rineka Cipta.