1

Modul 10

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA I

Tujuan Pembelajaran:

Mahasiswa mampu menyetarakan reaksi redoks, menjelaskan cara kerja sel galvani, potensial

reduksi standar, dan kespontanan reaksi redoks.

2

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

1. Elektrokimia

Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang berkenaan dengan perubahan energi listrik menjadi

energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia adalah reaksi redoks (reduksi-oksidasi) dimana

dalam reaksi yang terjadi energi dilepaskan oleh reaksi spontan diubah menjadi listrik atau

dimana energi listrik digunakan agar reaksi yang tidak spontan bisa terjadi.

Dalam reaksi redoks, elektron-elektron ditransfer dari satu zat ke zat yang lain. Contohnya pada

reaksi antara logam magnesium dan asam klorida :

0 +1 +2 0

Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)

Angka yang berada diatas unsur adalah bilangan oksidasi dari unsur tersebut. Dilepasnya

elektron oleh suatu unsur selama proses oksidasi ditandai dengan meningkatnya nilai bilangan

oksidasi unsur itu. Sedangkan dalam reduksi terjadi penurunan bilangan oksidasi karena

diperolehnya elektron oleh unsur tersebut. Pada reaksi di atas Mg dioksidasi sedangkan H+

direduksi; Cl adalah ion pasangan yang tidak terlibat dalam reaksi.

Contoh lain :

1 0 +0 +2

2Ag+

Fe → 2Ag + Fe2+

2. Penyetaraan reaksi redoks

Reaksi redoks umumnya mudah disetarakan, namun di laboratorium kita sering menemukan

reaksi redoks yang rumit melibatkan anion okso seperti kromat (CrO42-

), dikromat (Cr2O72-

),

permanganat (MnO4-), Nitrat (NO3

-), dan sulfat (SO4

2-). Berikut ini ada teknik khusus untuk

mempermudah proses peneyetaraan reaksi redoks. Terdapat dua metode penyetaraan reaksi

redoks: metode Ion-elektron (metode setengah reaksi) dan metode bilangan oksidasi.

a. Metode Ion-elektron

Dalam metode ini reaksi keseluruhan dibagi menjadi dua setengah-reaksi, satu untuk oksidasi

dan satu untuk reduksi. Biasa juga disebut dengan metode setengah reaksi. Persamaan kedua

3

setengah-reaksi disetarakan secara terpisah dan kemudian dijumlahkan untuk menghasilkan

persamaan setara keseluruhan.

Contoh 1 : jika kita diminta untuk menyetarakan persamaan yang menunjukkan

terjadinya oksidasi ion Fe2+

menjadi ion Fe3+

oleh ion dikromat (Cr2O72-

) dalam

medium asam. Sebagai hasilnya, ion (Cr2O72-

) tereduksi menjadi ion-ion Cr3+

.

Berikut tahap-tahap yang harus kita perhatikan:

Tahap 1. Tuliskan persamaan tak setara untuk reaksi ini dalam bentuk ionik

Fe2+

+ Cr2O72-

→ Fe3+

+ Cr3+

Tahap 2. Pisahkan persamaan tersebut menjadi dua setengah reaksi.

+2 +3

Oksidasi : Fe2+

→ Fe3+

+6 +3

Reduksi : Cr2O72-

→ Cr3+

Tahap 3. Setarakan yang bukan O dan H disetiap setengah-reaksi secara terpisah.

Setengah reaksi sudah setara untuk atom Fe. Untuk setengah-reaksi reduksi kita kalikam Cr3+

dengan angka 2 untuk menyetarakan atom Cr.

Cr2O72-

→ 2Cr3+

Tahap 4. Untuk reaksi dalam medium asam, tambahkan H2O untuk menyetarakan atom O dan

tambahkan H+ untuk menyetarakan atom H.

Karena reaksi berlangsung dalam suasana asam maka kita tambahkan tujuh molekul H2O

disebelah kanan setengah-reaksi reduksi untuk menyetarakan O :

Cr2O72-

→ 2Cr3+

+ 7H2O

Untuk menyetarakan atom H, kita tambahkan 14 ion H+

disebelah kiri :

14H+ + Cr2O7

2- → 2Cr

3+ + 7H2O

4

Tahap 5. Tambahkan elektron pada salah satu sisi dari setiap setengah-reaksi untuk

menyetarakan muatan. Jika perlu, samakan jumlah elektron di kedua setengah-reaksi dengan cara

mengalikan satu atau kedua setengah-reaksi dengan kofiesien yang sesuai.

Untuk setengah-reaksi oksidasi kita dapat tuliskan sebagai berikut:

Fe2+

→ Fe3+

+ e-

Kita tambahkan satu electron disisi kanan sehingga terdapat satu muatan 2+ pada setiap sisi dari

setengah-reaksi.

Dalam setengah reaksi reduksi terdapat totoal 12 muatan positif pada sisi kiri dan hanya enam

muatan positif di sisi kanan. Jadi kita tambahkan enam electron di sebelah kiri.

14H+ + Cr2O7

2- + 6e

- → 2Cr

3+ + 7H2O

Untuk menyamakan banyaknya electron pada kedua setengah-reaksi, kita kalikan setengah reaksi

oksidasi dengan 6.

6Fe2+

→ 6Fe3+

+ 6e-

Tahap 6. Jumlahkan kedua setengah reaksi dan setarakan persamaan akhir

dengan pengamatan. Elektron-elektron di kedua sisi harus saling meniadakan.

14H+ + Cr2O7

2- + 6Fe

3+ + 6e

- → 2Cr

3+ + 6Fe

3+ +7H2O + 6e

-

Elektron pada kedua sisi saling meniadakan, sehingga persamaan ionik bersih

yang sudah setara sebagai berikut:

14H+ + Cr2O7

2- + 6Fe

2+ → 2Cr

3+ + 6Fe

3+ + 7H2O

Note : Periksa kembali apakah persamaan ini mengandung jenis dan jumlah atom yang sama

serta periksa juga apakah muatan pada kedua sisi persamaan sudah sama.

Untuk reaksi dalam medium basa. Kita biasanya akan melakukan penyetaraan atom seperti yang

telah dilakukan pada tahap 4 untuk medium asam. Lalu, untuk setiap H+ biasanya kita tambahkan

ion OH-

yang sama banyaknya pada kedua sisi persamaan. Jika H+ dan OH

- muncul pada sisi

yang sama dari persamaan, kita biasanya akan menggabungkan ion-ion tersebut menjadi H2O.

Amati contoh berikut ini:

5

Contoh 2. Tulislah persamaan ionik yang setara untuk menyatakan oksidasi ion

iodide (I-) oleh ion permanganate (MnO4

-) dalam larutan basa untuk

menghasilkan molekul iodin (I2) dan mangan(IV) oksida (MnO2).

Tahap 1. Persamaan taksetaranya adalah

MnO4- + I

- → MnO2 + I2

Tahap 2. Dua setengah-reaksinya adalah

-1 0

Oksidasi: I- → I2

+7 +4

Reduksi: MnO4- → MnO2

Tahap 3. Untuk menyetarakan atom I dalam setengah-reaksi oksidasi, kita tuliskan

2I- → I2

Tahap 4. Untuk setengah-reaksi reduksi, kita tambahkan dua molekul H2O di sebelah kanan

untuk menyetarakan atom O:

MnO4- → MnO2 + 2H2O

Untuk menyetarakan atom H, kita tambahkan empat ion H+ di sebelah kiri:

MnO4- + 4H

+ → MnO2 + 2H2O

Karena reaksi terjadi dalam medium basa da nada empat ion H+, kita tambahkan empat ion OH

-

di kedua sisi persamaan:

MnO4- + 4H

+ + 4OH

-→ MnO2 + 2H2O + 4OH

-

Dengan menggabungkan ion H+

dan OH- untuk membentuk H2O dan menghilangkan 2H2O dari

kedua sisi, kita tuliskan

MnO4- + 2H2O → MnO2 + 4OH

-

6

Tahap 5. Lalu, kita setarakan muatan dikedua setengah-reaksi,

2I- → I2 + 2e

-

MnO4- + 2H2O → MnO2 + 4OH

-

Untuk menyamakan jumlah elektron kita kalikan setengah-reaksi oksidasi dengan 3 dan setengah

reaksi reduksi dengan 2

6I- → 3I2 + 6e

-

2MnO4- + 4H2O → 2MnO2 + 8OH

-

Tahap 6. Kedua setengah reaksi dijumlahkan dan menghasilkan

6I- + 2MnO4

- + 4H2O + 6e

- → 3I2 + 2MnO2 + 8OH

- + 6e

-

Sesudah menghilangkan elektron pada kedua sisi kita dapatkan:

6I- + 2MnO4

- + 4H2O → 3I2 + 2MnO2 + 8OH

-

Tahap 7. Pengecekan akhir menunjukkan bahwa persamaan sudah setara dalam hal jumlah atom

dan muatan.

6I- + 2MnO4

- + 4H2O → 3I2 + 2MnO2 + 8OH

-

Latihan 1: Setarakan persamaan berikut untuk reaksi dalam medium

asam dengan menggunakan metode ion-elektron,

Fe2+

+ MnO4- → Fe

3+ + Mn

2+

7

b. Metode bilangan oksidasi

Jika kita diminta untuk menyetarakan persamaan yang menunjukkan terjadinya oksidasi ion Fe2+

menjadi ion Fe3+

oleh ion dikromat (Cr2O72-

) dalam medium asam. Sebagai hasilnya, ion

(Cr2O72-

) tereduksi menjadi ion-ion Cr3+

.

Langkah-langkah penyetaraanya adalah sebagai berikut:

Tahap 1. Tuliskan reaksi dalam reaksi ion.

Fe2+

+ Cr2O72-

→ Fe3+

+ Cr3+

Tahap 2. Setarakan jumlah atom yang berubah biloksnya

Karena di kiri Cr ada dua maka di kanan harus Cr juga harus 2.

Fe2+

+ Cr2O72-

→ Fe3+

+ 2Cr3+

Tahap 3. Tentukan biloks total

+12 +6

Fe2+

+ Cr2O72-

→ Fe3+

+ 2Cr3+

+2 +3

Tahap 4. Setarakan perubahan biloks

Fe di kali 6, Cr dikali 1.

6Fe2+

+ Cr2O72-

→ 6Fe3+

+ 2Cr3+

Tahap 5. Setarakan jumlah O2 dengan tambahkan H2O

Di kiri terdapat O 7 buah jadi tambahkan H2O 7 buah di kanan.

6Fe2+

+ Cr2O72-

→ 6Fe3+

+ 2Cr3+

+ 7H2O

Tahap 6. Setarakan jumlah H+

14 H+

+ 6Fe2+

+ Cr2O72-

→ 6Fe3+

+ 2Cr3+

+ 7H2O

Note: cek jumlah muatan kiri dan kanan harus sama.

8

3. Sel Galvani/Sel Volta

Ketika logam seng (Zn) dimasukkan kedalam larutan CuSO4, Zn teroksidasi menjadi ion Zn2+

sementara ion Cu2+

tereduksi menjadi logam tembaga.

Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

+ Cu (s)

Elektron ditransfer langsung dari zat pereduksi (Zn) ke zat pengoksidasi (Cu2+

) dalam larutan.

Kita dapat memisahkan secara fisik zat pengoksidasi dengan zat pereduksi, namun kita harus

memberikan medium penghantar eksternal (kawat logam) agar transfer elektron dapat

berlangsung, kawat mengalirkan elektron secara konstan sehingga menghasilkan listrik.

Gambar 1. Sel galvani atau sel volta. Jembatan garam (tabung U terbalik) berisi larutan

KCl berfungsi sebagai medium penghantar listrik di antara kedua larutan. Ujung-ujung terbuka

tabung U disumbat longggar dengan kapas untuk mencegah larutan KCl keluar ke dalam wadah

namun membiarkan anion dan kation bergerak pindah. Arus elektron mengalir keluar dari

elektroda Zn (Anoda) menuju elektroda Cu (Katoda).

Peralatan percobaan pada gambar 1 untuk menghasilkan listrik dengan memanfaatkan

reaksi redoks spontan disebut sel galvani/sel volta. Intilah ini diambil dari nama ilmuwan Italia

Luigi Galvani dan Alessandro Volta, yang membuat membuat versi awal alat ini.

Komponen sel volta tersebut:

1. Sebatang seng dicelupkan kedalam larutan ZnSO4

2. Sebatang tembaga dicelupkan kedalam larutan CuSO4

3. Batang seng dan tembaga dinamakan elektroda

9

Anoda dalam sel volta adalah elektroda tempat terjadinya oksidasi, sedangkan katoda adalah

elektroda tempat terjadinya reduksi. Susunan elektroda (Zn dan Cu) dan larutan (ZnSO4 dan

CuSO4) ini disebut sel Daniell.

Untuk sel Daniell, reaksi-reaksi setengah-sel yaitu, reaksi oksidasi dan reduksi pada masing-

masing elektroda, ialah,

Elektroda Zn (anoda): Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e-

Cu2+

(aq) + 2e- → Cu (s)

Perhatikan bahwa kecuali kedua larutan dipisahkan satu sama lain, ion Cu2+

akan bereaksi

langsung dengan batang seng:

Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

+ Cu (s)

Pada reaksi di atas tidak akan ada kerja listrik yang dihasilkan.

Untuk melengkapi rangkaian listriknya maka kedua larutan harus dihubungkan dengan suatu

medium penghantar antara kation dan anion. Dalam hal ini digunakan jembatan garam berupa

tabung U terbalik yang berisi larutan elektrolit inert, seperti KCl atau NH4NO3, yang ion-ionnya

tidak akan bereaksi dengan ion lain dalam larutan ataupun elektroda. Selama reaksi redoks

berlangsung elekron mengalir keluar dari anoda (Zn) melalui kawat dan voltameter menuju

katoda (Cu). Di dalam larutan, kation-kation (Zn2+

, Cu2+,

dan K+) bergerak kearah katoda,

sementara anio-anion (SO42-

dan Cl-) bergerak ke anoda.

Arus listrik mengalir dari anoda ke katoda karena ada selisih energy potensial listrik di antara

kedua elektroda. Selisi perbedan potensial listrik diantara anda dan katoda diukur dengan

voltameter, nilainya disebut sebagai voltase sel dengan angka dalam volt. Namun dua istilah

lain, gaya elektromotif atau emf (E) dan potensial sel juga digunakan untuk menyatakan

voltase sel.

4. Potensial reduksi standar.

Jika konsentrasi ion Cu2+

dan Zn2+

keduanya adalah 1 M, ternyata potensial listrik atau emf dari

sel Daniell adalah 1,10 V pada 25ºC tampak pada gambar 2. potensial ini berhubungan dengan

reaksi redoks yang berlangsung. Reaksi keseluruahan sel adalah jumlah dari kedua reaksi

setengah-sel, emf yang terukur dari sel pun dapat dianggap sebagai selisih dari potensial listrik

pada elektroda Zn dan Cu. Dengan mengetahui salah satu potensial elektroda kita dapat

menghitung potensial lainnya dengan operasi pengurangan (1,10 V). Tidak mungkin mengukur

potensial salah satu sel saja.

10

Ilmuwan pada akhirnya menetapkan satu jenis elektroda sebagai standar dan mematok nilai

potensial elektroda tersebut sebagai nol. Kesepakatan ini dapat kita gunakan untuk menentukan

potensial dari elektroda lain. Elektroda yang digunakan sebagai standar adalah elektroda

hidrogen (SHE= standard hydrogen electrode) dengan [H+] 1 M dan tekanan gas hidrogen 1 atm.

Gambar 2. Perangkat sel Daniell diukur potensial selnya

Gambar 3. Elektroda hidrogen pada keadaan standar

Elektroda hidrogen yang ditunjukan pada gambar 3 sebagai contohnya. Gas hydrogen

dihembuskan kedalam larutan asam klorida pada 25 ºC. elektroda platinanya memiliki dua

fungsi. Pertama adalah menyediakan permukaan tempat terjadinya penguraian molekul

hydrogen:

H2 → 2H+

+2e-

Fungsi kedua adalah sebagai penghantar listrik ke rangkaian eksternal.

Pada kondisi keadaan-standar (ketika tekanan H2 1 atm dan konsentrasi larutan HCl 1 M),

potensial reduksi H+ pada 25 ºC adalah nol:

2H+

(1 M) + 2e-

→ H2 (1 atm) Eº = 0 v

Superskrip “º” menyatakan kondisi keadaan-standar, dan Eº adalah potensial reduksi standar,

atau voltase yang berkaitan dengan reaksi reduksi pada suatu elektroda ketika semua zat terlarut

11

1 M dan semua gas pada 1 atm. Jadi, potensial reduksi standar dari elektroda hydrogen

ditetapkan sebagai nol. Elektroda ini dinamakan elektroda hydrogen standar (SHE, standard

hydrogen electrode).

Dengan menggunakan SHE kita dapat mengukur potensial dari jenis-jenis elektroda lain.

Contoh 3 Penentuan potensial elektroda. Gambar di bawah Menunjukan sel

galvani dengan elektroda seng dan SHE untuk menentukan potensial elektroda

seng. Dalam kasus ini, elektroda seng adalah anoda (tempat terjadinya

oksidasi) dan SHE adalah platina. Kita meyimpulkan fakta ini dari

menurunnya massa dari elektroda seng selama sel bekerja. Yang konsisten

dengan lepasnya seng ke larutan sebagai ion Zn2+

akibat reaksi oksidasi:

Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e-

Gambar 4. (a) sebuah sel yang terdiri atas elektroda seng dan elektroda hydrogen. (b) sel yang

terdiri atas elektroda tembaga dan elektroda hidrogen. Kedua sel bekerja pada kondisi keadaan-

standar. Pada (a) SHE brtindak sebagai katoda sedangkan pada (b) bertindak sebagai anoda.

Dalam fisika kita mengenal kesepakatan bahwa arus listrik mengalir dar potensial tinggi ke

potensial rendah atau electron mengalir dari potensial tinggi ke potensial rendah. Dalam kasus di

atas electron mengalir dari seng ke hydrogen yang berarti seng berperan sebagai kutub negative

dan hydrogen sebagai kutub positif. Karena di sepakati potensial elektroda hydrogen adalah 0 V

maka potensial elektroda seng bernilai negatif (hidrogen harus lebih tinggi dari seng).

Elektroda Pt menyedaikan tempat terjadinya reduksi. Jika semua reaksi berada dalam keadaan

standarnya (yaitu H2 pada 1 atm, ion H+

dan Zn2+

1 M), emf selnya adalah 0,76 V 25ºC. kita dapat

menuliskan reaksi setengah-selnya:

Anoda (oksidasi): Zn(s) → Zn2+

(1 M) + 2e-

Katoda (reduksi): 2H+

(1 M) + 2e-

→ H2 (1 atm)

Keseluruhan: Zn(s) + 2H+

(1 M) → Zn2+

(1 M) + H2 (1 atm)

12

Berdasarakan konvensi, emf standar dari sel, Eosel, yang terdiri atas kontribusi dari anoda dan

katoda, dinyatakan sebagai berikut:

Eosel = Eo

katoda - Eoanoda

untuk sel Zn-SHE ,kita tulisakan

Eosel = E

oH+/H2 - E

o Zn2+/Zn

0,76 V = 0 - Eo Zn2+/Zn

Penentuan potensial sel untuk tembaga dapat dilakukan dengan cara yang sama. (contoh lebih

lengkap buka buku Raymond Chang halaman 200).

Tanda dari emf dapat kita gunakan untuk memprediksi kespontanan reaksi redoks. Pada kondisi

keadaan-standar untuk reaktan dan produk, reaksi redoks akan spontan ke kanan jika emf standar

selnya positif. Jika negatif, reaksi akan spontan ke arah sebaliknya. Perlu diingat bahwa Eosel

negatif bukan berarti reaksi tidak terjadi jika reaktan dicampur pada konsentrasi 1 M artinya

tidak lain adalah kesetimbangan reaksi redoks, ketika tercapai akan terletak di sebelah kiri.

Notasi Sel

Notasi konvensional untuk menyatakan sel galvani adalah notasi sel.

Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

(aq) + Cu (s), reaksi bersih ini sesuai sel galvani pada gambar 1.

Notasi sel untuk reaksi di atas adalah:

Zn(s) │Zn2+

(1 M) ││Cu2+

(1 M) │Cu(s)

Notasi sel untuk gambar 3:

Zn(s) │Zn2+

(1 M) ││H+ (1 M) │H2(1 atm) │ Pt(s)

Garis tegak lurus menyatakan batas fasa yang berbeda. Tanda “koma” pemisah fasa yang

sama. Garis tegak lurus ganda menyatakan jembatan garam. Berdasarkan konvensi, anoda

ditulis duluan disebelah kiri garis ganda dan komponen lain muncul setelah berurutan seiring

bergeraknya kita dari anoda ke katoda. Tepi luar kiri-kanan untuk elektroda padat,

13

Tabel 1. Potensial reduksi standar pada 25oC

Tabel 1 menunjukan potensial reduksi standar untuk sejumlah reaksi setengah-sel

Nilai Eo pada reaksi setengah-sel adalah nilai untuk reaksi pada arah maju (kiri-ke kanan)

Semakin positif nilai Eo,

semakin besar kecenderungan zat untuk tereduksi. Semain

positif berrti zat tersebut merupakan pengoksidasi yg makin kuat.

Reaksi-reaksi setengah-sel pada tabel 1 adalah reaksi reversible. Bergantung pada

kondisinya, setiap elektroda dapat berfungsi sebagai anaoda ataupun sebagai toda.

Pada kondisi keadaan-standar, setiap spesi di sebelah kiri dari suatu reaksi setengah-sel

akan bereaksi spontan dengan spesi yang muncul disebelah kanan dari semua reaksi

setengah-sel yang terletak di bawahnya. Asas ini kadang disebut aturan diagonal. Contoh

pada sel daniell:

14

Cu2+

(1 M) + 2e- → Cu (s) Eº = 0,34

Zn2+

(1 M) + 2e- → Zn(s) Eº = -0,76

Zat disebelah kiri pada reaksi setengah-sel pertama adalah Cu2+

dan di sebelah kanan

pada reaksi setengah-sel kedua adalah Zn, jadi Zn spontan mereduksi Cu2+

membentuk

Zn2+

dan Cu.

Nilai Eº tidak berubah meskipun kita merubah ukuran elektrodan dan jumlah larutan,

Karena Eº adalah sifat intensif.

Seperti halnya ∆H, ∆G dan ∆S, tanda Eº berubah tetapi besarnya akan tetap sama ketika

kita membalik suatu reaksi.

Contoh 4. Prediksi apa yang akan terjadi jika molekul bromin (Br2)

ditambahkan pada larutan yang mengandung NaCl dan NaI pada 25ºC.

anggaplah semua spesi ada dalam keadaan standar.

Jawab: untuk memprediksi reaksi redoks akan berlangsung atau tidak kita

harus membandingkan potensial reduksi standar untuk reaksi setengah-sel berikut:

Cl2 (1 atm) + 2e

- → 2Cl

- (1 M) Eº = 1,36 V

Br2 (l) + 2e

- → 2Br

- (1 M) Eº = 1,07 V

I2 (s) + 2e-

→ 2I- (1 M) Eº = 0,53 V

Dengan menerapkan aturan diagonal kita lihat bahwa Br2 akan mengoksidasi I- tetapi tidak akan

mengoksidasi Cl-. Jadi, satu-satunya reaksi redoks yang akan terjadi dalam jumlah banyak pada

kondisi keadaan standar adalah:

Oksidasi : 2I- (1 M) → I2 (s) + 2e

-

Reduksi : Br2 (l) + 2e

- → 2Br

- (1 M)

Keseluruhan: 2I- (1 M) + Br2

(l) → I2 (s) + 2Br

- (1 M)

Note: ion Na+

inert sehingga tidak masuk dalam reaksi redoks.

15

Latihan 2. Dapatkah Sn mereduksi Zn2+

(aq) pada kondisi keadaan-

standar ?

5. Kespontanan Reaksi Redoks

Dalam sel galvani energi kimia diubah menjadi energi listrik. Energi listrik dalam hal ini adalah

hasilkali dari emf sel dengan muatan listrik total (dalam coloumb) yang melewati sel:

Energi listrik = volt x colulomb

= Joule

Muatan total ditentukan oleh banyaknya mol elektron (n) yang melewati rangkaian berdasarkan

definisi

Muatan total = nF

Dimana F, konstanta Faraday, ialah muatan listrik yang terkandung dalam 1 mol electron.

Percobaan menunjukan bahwa 1 dfaradai setara dengan 96.485,3 coulomb, atau 96.500

couloumb, dibulatkan menjadi tiga angka signifikan, jadi

1 F = 96.500 C/mol

Karena

1 J = 1 C x 1 V

Sehingga, 1 F = 96.500 J/V . mol

Emf terukurnya ialah voltase maksimum yang dapat dicapai oleh sel.

wmaks = Wele (electrical)

= -nFEsel

Di mana wmaks adalah jumlah maksimum kerja yang dapat dilakukan. tanda negaif mendakan

kerja dilakukan oleh sistem pada lingkungan. Energy bebas (∆G) menyatakan jumlah maksimum

kerja berguna yang dapat diperoleh dari suatu reaksi:

∆G = wmaks

16

Jadi,

∆G = -nFEsel

Baik n ataupun F merupakan kuantitas positif dan ∆G adalah negative untuk reaksi spontan,

sehingga Esel haruslah positif. Untuk reaksi yang reaktan dan produknya ada dalam keadaan

standar, persamaannya menjadi:

∆Gº = -nFEsel

Berikut persamaan hubungan antara Eºsel dengan konstanta kesetimbangan (K) dari reaksi

redoks.

∆Gº = -RT ln K, maka,

-nFEsel = -RT ln K

Sehingga, diperoleh Eºsel ,

Eºsel =

ln K

Bila T = 298 K, dapat disederhanakan dengan mensubsitusikan R dan F:

Eºsel = (

)

ln K

Eºsel =

ln K

Alternatifnya, persamaan diatas dapat dituliskan logaritma basis-10 dari K:

Eºsel =

log K

Hubungan antara ∆Gº, K dan Eºsel

∆Gº K Eºsel Reaksi pada Kondisi

Keadaan-Standar

Negatif > 1 Positif Spontan

0 .= 1 0 Kesetimbangan

Positif < 1 Negatif Nonspontan, reaksi

spontan pada arah

berlawanan

17

Contoh 5.

1. Hitunglah perubahan energi bebas standar untuk reaksi

berikut pada 25ºC

2Au (s) + 3 Ca2+

(1 M) 2Au3+

(1 M) + 3Ca (s)

Penjelasan : untuk menghitung ∆Gº reaksi, kita perlu

mengetahui Eº untuk proses redoks. Mula-mula kita pecahkan reaksi keseluruhan menjadi

setengah reasi :

Oksidasi: 2Au (s) 2Au3+

(1 M) + 6e- (s)

Reduksi: 3 Ca2+

(1 M) 3Ca (s)

EºAu3+/Au = 1,50 V dan EºCa2+/Ca = -2,87 V, jadi,

Eº = EºCa2+/Ca - EºAu3+/Au

= -2,87 V - 1,50 V

= -4,37 V

Selanjutnya masukkan kepersamaan berikut,

∆Gº = -nFE

Reaksi keseluruhan menunjukan bahwa n = 6, sehingga

∆Gº = -(6)(96.500 J/V . mol)(-4,37 V)

= 2,53 x 106 J/mol

= 2,53 x 103 KJ/mol

∆Gº bernilai positif menunjukkan bahwa reaksi tidak spontan pada kondisi

keadaan-standar pada 25ºC.

“Minggu selanjutnya kita akan membahas tentang Potensial Sel Kondisi Non Standar, Baterai

dan Sel Bahan bakar, Korosidan Elektrolisis”