Irma chemistry: ELEKTROKIMIA

MAKALAH

KIMIA FISIK II

“ELEKTROKIMIA”

Dosen: Karelius, S.Si, M.Sc

KELOMPOK VII :

- AFIF KUSUMA YUDHA ACC III 0077

- CHUCHITA ACC III 0035

- ENDAH SUTRI SILITONGA ACC III 0076

- IRMA AYU VIRTAYANTI ACC III 0063

- KARTI ENDAH UTAMI ACC III 0002

- NELA LESTARI ACC III 0020

- NURFIKA ACC III 0034

- ROSNIKA SITORUS ACC III 0079

- SISKA RUSMAWATI ACC III 0032

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

JURUSAN PENDIDIKAN MIPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS PALANGKARAYA

2013

KATA PENGANTAR

Puji syukur kami panjatkan atas kehadirat Tuhan Yang Maha Esa, karena atas berkat rahmat-Nya lah dan hidayah-Nya jualah penulisan makalah ini dapat selesai dengan tepat waktu. Makalah ini disusun untuk dijadikan referensi yang lengkap dan menyeluruh tentang “Elektrokimia”.

Makalah ini disusun secara khusus dan sistemika untuk memenuhi tugas dari Mata Kuliah “Kimia Fisik II” dan penyusunannya dilakukan secara kelompok. Substansi yang terdapat dalam makalah ini berasal dari beberapa referensi buku dan literature-literatur lain, ditambah pula dari sumber-sumber lain yang berasal dari media elektronik melalui pengambilan bahan dari internet. Sistematika penyusunan makalah ini terbentuk melalui kerangka yang berdasarkan acuan atausumber dari buku maupun literatue-literatur lainnya.

Makalah yang berjudul “Elektrokimia” ini dapat dijadikan sebagai bahan pembelajaran bagi mahasiswa, dosen atau masyarakat umum dan juga sebagai bahan pembanding dengan makalah lain yang secara substansial mempunyai kesamaan. Tentunya dari konstruksi yang ada dalam makalah ini yang merupakan tugas mata kuliah “Kimia Fisik II” banyak terdapat kekurangan. Oleh karena itu, penulis berharap diberikan kritikan yang membangun kepada para pembaca.

Palangka Raya, Maret 2013

Penyusun

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR....................................................................................................... i

DAFTAR ISI.................................................................................................................... ii

BAB I..... PENDAHULUAN........................................................................................... 1

A. Latar Belakang....................................................................................................... 1

B. Tujuan Penulisan.................................................................................................... 2

C. Rumusan Masalah.................................................................................................. 2

D. Manfaat Penulisan................................................................................................. 2

E. Metode................................................................................................................... 2

BAB II... PEMBAHASAN.............................................................................................. 3

A. Pengertian Sel Elektrokimia.................................................................................. 3

B. Penggolongan Elektrokimia dan Pran Jembatan Garam........................................ 5

C. Potensial Standard an Konstanta Kesetimbangan Reaksi Sel............................... 9

D. Potensial Sel dengan ∆G Reaksi Hubungan dengan Reaksi Kimia.................... 15

E. Persamaan Nerst.................................................................................................. 17

F. Potensial Reduksi Standard an Komposisi.......................................................... 22

BAB III.. PENUTUP...................................................................................................... 28

A. Kesimpulan.......................................................................................................... 28

B. Saran.................................................................................................................... 28

GLOSARIUM................................................................................................................ 28

DAFTAR PUSTAKA

BAB I

PENDAHULUAN

A. LATAR BELAKANG

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia di karakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Dengan kata lain adalah cabang ilmu kimia yang berhubungan dengan arus listrik dan potensi.

Metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/ berbeda dalam suatu sistem elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia.

Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua:

1. Sel Galvani

2. Sel Elektrolisis

Elektrokimia sendiri memiliki banyak manfaat dalam bidang analisis kimia, diantaranya:

a. Elektroanalisis

b. Elektrosistesis

c. Elektrokoagulasi

d. Elektrodialisis

e. Elektrowining

f. Elektrofining

g. Elektropalting,dsb.

Sel elektrolisis merupakan pemanfaatan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks. Oleh karena itu, elektrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa dengan pengaliran arus listrik yang melaluinya. Dalam elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari arus listrik searah kedalam larutan melalui kutub negatif. Sehingga, diharapkan makalah ini dapat membahas secara lebih detail tentang sel elektrokimia.

B. TUJUAN PENULISAN

Tujuan penulisan makalah ini, adalah sebagai berikut:

1. Untuk mengetahui penggolongan sel elektrokimia dan peranan jembatan garam.

2. Untuk mengetahui potensial sel standar dan konstanta kesetimbangan reaksi sel.

3. Untuk menambah pengetahuan tentang hubungan potensial sel dan

reaksi dengan reaksi kimia.

4. Untuk mengetahui persamaan Nernst.

5. Untuk mengetahui potensial reduksi standar dan komposisi.

C. RUMUSAN MASALAH

Rumusan masalah dalam makalah ini dalah sebagai berikut:

1. Apa pengertian sel elektrokimia?

2. Bagaimana penggolongan sel elektrokimia serta peran jembatan garam?

3. Bagaimana potensial sel standar dan konstanta kesetimbangan reaksi sel?

4. Bagaimana reaksi sel dan

reaksi hubungan dengan reaksi kimia?

5. Bagaimana pembentukan Persamaan Nernst?

6. Bagaiaman potensial reduksi standar dan komposisi?

D. MANFAAT PENULISAN

Manfaat penulisan makalah ini, adalah sebagai berikut:

1. Sebagai acuan atau referensi bagi mahasiswa yang akan mempelajari tentang sel elektrokimia.

2. Sebagai pemenuhan tugas mata kuliah kimia fisik II.

3. Sebagai sarana atau sumber pemberian informasi bagi pembaca tentang sel elektrokimia.

E. METODE

Metode yang digunakan dalam penulisan makalah ini adalah metode kepustakaan yakni mengumpulkan data yang diperlukan dari bahan-bahan referensi seperti buku, diktat kuliah, makalah, dan jurnal yang bersangkutan dengan topik yang akan dibahas oleh penulis serta tambahan bahan dari internet.

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 :

u Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (Sel Gallvani)

u 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, E_sel= +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 :

2MnO_2(s) + 2NH⁴⁺_(aq) + 2e^- → Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + H₂O

Amonia yang terbentuk pada katoda akan bereaksi dengan Zn²⁺ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH₃)₄²⁺

2) Sel Aki

ü Katoda : PbO₂

ü Anoda : Pb

ü Elektrolit : Larutan H₂SO₄

Reaksinya adalah sebagai berikut :

PbO_2(s) + 4H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) → PbSO_4(s) + 2H₂O (katoda)
Pb _(s) + SO₄^2-_(aq₎ → PbSO_4(s) + 2e^- (anoda)

PbO_2(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 :
2PbSO_4(s) + 2H₂O_(l) → PbO_2(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^- + NiO_2(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

Ø Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al dan Mn.

Ø Jika kationnya berupa H⁺.

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

2) Reaksi yang terjadi pada anoda

Ø 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

Ø Jika elektroda tak inert (selain tiga macam di atas), maka reaksinya L^x+ + 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 M_υ+X_υ-dan larutan yang jenuh dengan M_υ+X_υ- serta mengandung garam atau asam terlarut dengan anion X^z-.

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 | H_2(g) | H⁺_(aq).

6. Elektroda Non Logam – Non Gas

Yaitu elektroda yang berisi unsure selain logam dan gas, misalnya elektroda Brom (Pt | Br_2(l) | Br^-_(aq)) dan yodium (Pt | I_2(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^- | Hg₂Cl_2(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 à Pb E⁰= - 0,76 volt

In³⁺+ 3e à In E⁰ = - 0,34 volt

a. Persamaan elektrokimia

Anoda : Pb à Pb²⁺ + 2e

à 3Pb à 3Pb²⁺ + 6e E⁰= + 0,76 volt

Katoda : In³⁺+ 3e à In

à 2In³⁺+ 6e à 2In E⁰ = - 0,34 volt +

Redoks: 3 Pb + 2 In³⁺ à 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 e⁰ 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, e^o.

Langkah 4 Pergunakan persamaan (8.50) untuk menghitung K

Contoh soal :

Melalui persamaan RT ln K = nFe^o, atau pada 25^oC 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 e^o= 1,51V;

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

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

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

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

Dikurangkan, kita peroleh

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

e^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 W_e= ∆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 W_e = - 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, E⁰ = +1,56 V dan tetapan Faraday, F adalah 9,65 x 10⁴ C. Dengan demikian.

∆G⁰ = -n.F.E_sel

= - (2) (9,65 x 10⁴C) (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 E_sel = 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 :

E_sel= 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 = ∆G^o + RT ln Q (8.25)

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

-nFԑ = ∆G^o + RT ln Q

Potensial standart sel didefinisikan oleh

-nFԑ = ∆G^o (8.26)

Memasukkan nilai ∆G^o 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^-2M; [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 ( E⁰_sel )

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 Zn ²⁺ 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⁺ à 2H⁺ + Zn E⁰ = -0,76V

H₂ + Cu²⁺ à 2H⁺ + Cu E⁰ = +0,34V

Karena besarnya potensial elektroda hidrogen =0,00V maka potensial reduksi ( E⁰_red ) zn dan Cu dapat ditentukan :

Zn²⁺ +2e à Zn E⁰ = -0,76V disingkat E⁰_red Zn = -0,76V

Cu²⁺ +2e à Cu E⁰ = +0,34V disingkat E⁰_red Cu = +0,34V

Potensial reduksi ( E⁰_red ) 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 ( E⁰_oks ) berlawanan dengan potensial reduksi ( E⁰_red )

Zn à Zn²⁺ + 2e E⁰ = +0,76V disingkat ( E⁰_oks )Zn = +0,76V

Cu à Cu²⁺ + 2e E⁰ = -0,34V disingkat ( E⁰_oks )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 ( E⁰_red ) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan potensial reduksi pada katoda.

Sebagai contoh pada sel daniel :

Zn²⁺ +2e à Zn E⁰ = -0,76V

Cu²⁺ +2e à Cu E⁰ = +0,34V

Yang mempunyai harga potensial reduksi ( E⁰_red ) lebih kecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi ( E⁰_red ) lebih besar akan direduksi .

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

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

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

Secara singkat dapat dihitung :

Nilai E⁰_red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. Maka Zn akan dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E⁰_oks Zn = +0,76V

E⁰_redCu = +0,34V

E⁰_sel = E⁰_oks+ E⁰_red = 0,76 V + 0,34V = 1,10V

Nilai potensial sel ( E⁰_sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan.

Maka sebaliknya reaksi :

Cu + Zn²⁺ à Cu²⁺ + Zn E⁰= -1,10V

Nilai potensial sel ( E⁰_sel) 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 )	E⁰_red( volt )
Li⁺_(aq) + e^-à Li_(s)	-3,04
K⁺_(aq) + e^-à K_(s)	-2,92
Ca²⁺_(aq) + 2e^-à Ca_(s)	-2,76
Na⁺_(aq) + e^-à Na_(s)	-2,71
Mg²⁺_(aq) + 2e^-à Mg_(s)	-2,38
Al³⁺_(aq) +3e^-à Al_(s)	-1,66
Zn²⁺_(aq) + 2e^-à Zn_(s)	-0,76
Cr³⁺_(aq) + 3e^-à Cr_(s)	-0,74
Fe²⁺_(aq) + 2e^-à Fe _(s)	-0,41
Cd²⁺_(aq) + 2e^-à Cd _(s)	-0,40
Ni²⁺_(aq) + 2e^-à Ni _(s)	-0,23
Sn²⁺_(aq) + 2e^-à Sn _(s)	-0,14
Pb²⁺_(aq) + 2e^-à Pb _(s)	-0,13
Fe³⁺_(aq) + 3e^-à Fe _(s)	-0,04
2H⁺_(aq)+ 2e^- à H_{2 (g)}	0,00
Sn⁴⁺_(aq) + 2e^-à Sn²⁺ _(aq)	0,15
Cu²⁺_(aq) + e^-à Cu²⁺ _(aq)	0,16
ClO₄^-_(aq) + H₂O_(l) + 2e^- à ClO₃^-_(aq) + 2OH^-_(aq)	0,17
AgCl_(s) + e^- à Ag_(s) + Cl^-_(aq)	0,22
Cu²⁺_(aq) + 2e^- à Cu_(s)	0,34
ClO₃^-_(aq) + H₂O_(l) + 2e^- à ClO₂^-_(aq) + 2OH^-_(aq)	0,35
IO^-_(aq) + H₂O_(l)+2e^-à I^-_(aq) + 2OH^-_(aq)	0,49
Cu⁺_(aq) + e^-à Cu _(s)	0,52
I _{2 (s)} + 2e^-à 2I^- _(aq)	0,54
ClO₂^-_{(aq) +}H₂O_(l)+ 2e^- à ClO^-_(aq) + 2OH^-_(aq)	0,59
Fe³⁺_(aq) + 2e^- à Fe²⁺_(aq)	0,77
Hg₂²⁺_(aq) + 2e^- à 2Hg_(l)	0,80
Ag⁺_(aq) + e^- à Ag _(s)	0,80
Hg²⁺_(aq)+ 2e^- à 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
Cr₂O₇^2-(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
S₂O₈^2-(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 :

Ø 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.

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

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

Ø Setiap reaksi kimia dapat dituliskan sebagai kombinasi dari dua buah reaksi setengah sel sehingga potensial sel dapat diasosiasikan dengannya.

Ø 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.

Ø Persamaan Nernst adalah sebagai berikut :

Ø 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 (E^o) yaitu gas H₂ ( pada 25 ^oC ,1 atm) dan

[H⁺] = 1 M E^o 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.

Irma chemistry

Rabu, 29 Mei 2013

ELEKTROKIMIA

1 komentar:

Total Tayangan Halaman