Deret elektrokimiaDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas Langsung ke: navigasi, cari Deret elektrokimia atau deret Volta adalah urutan logam-logam (ditambah hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektrode standarnya.[1] [2] [3] [4] [5] [6] [7] [8] Umumnya deret volta yang sering dipakai adalah adalah: Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au Pada Deret Volta, unsur logam dengan potensial elektrode lebih negatif ditempatkan di bagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektrode yang lebih positif ditempatkan di bagian kanan. Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron) Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi)

Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron) Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)

Salah satu metode untuk mencegah korosi antara lain dengan menghubungkan logam (misalnya besi) dengan logam yang letaknya lebih kiri dari logam tersebut dalam deret volta (misalnya magnesium) sehingga logam yang mempunyai potensial elektrode yang lebih negatif lah yang akan mengalami oksidasi. Metode pencegahan karat seperti ini disebut perlindungan katodik. Contoh lain dari perlindungan katodik adalah pipa besi, tiang telepon, dan berbagai barang lain yang dilapisi dengan zink, atau disebut Galvanisasi. Zink dapat melindungi besi dari korosi sekalipun lapisannya tidak utuh. Oleh karena potensial reduksi besi lebih positif daripada zink (posisinya dalam deret Volta lebih ke kanan), maka besi yang kontak dengan zink akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian besi terlindungi dan zink yang mengalami oksidasi. Badan mobil-mobil baru pada umumnya telah digalvanisasi, sehingga tahan karat. Larutan garam suatu logam yang berada di bagian kiri dapat bereaksi dengan logam yang berada di bagian kanan. Contohnya larutan FeCl3 (feri chloride) boleh mengikis Cu (copper / tembaga). Berikut adalah deret elektrokimia lengkap, diukur pada 298,15 K (25 C): Legenda: (s) padat; (l) cair; (g) gas; (aq) larutan; (Hg) amalgam.

Setengah reaksi3

E (V) 3.09 3.0401

Ref.[4]

2N2(g) + H+ + e Li(s)

HN3(aq)

Li+ + e

[2]

N2(g) + 4H2O + 2e Cs+ + e Rb+ + e K+ + e Ba2+ + 2e Cs(s) Rb(s) K(s) Ba(s)

2NH2OH(aq) + 2OH

3.04 3.026 2.98 2.931 2.912

[4]

[2]

[2]

[2]

[2]

La(OH)3(s) + 3e Sr2+ + 2e Ca2+ + 2e Eu2+ + 2e Ra2+ + 2e Na+ + e La3+ + 3e Y3+ + 3e Mg2+ + 2e Sr(s) Ca(s) Eu(s) Ra(s) Na(s) La(s) Y(s) Mg(s)

La(s) + 3OH

2.90 2.899 2.868 2.812 2.8 2.71 2.379 2.372 2.372

[2]

[2]

[2]

[2]

[2]

[7][2]

[2]

[2]

[2]

ZrO(OH)2(s) + H2O + 4e Al(OH)4 + 3e Al(OH)3(s) + 3e H2(g) + 2e 2H

Zr(s) + 4OH

2.36 2.33 2.31 2.25

[2]

Al(s) + 4OH Al(s) + 3OH

Setengah reaksi Ac3+ + 3e Be2+ + 2e U3+ + 3e Al3+ + 3e Ti2+ + 2e Ac(s) Be(s) U(s) Al(s) Ti(s) Zr(s) + 2H2O

E (V) 2.20 1.85 1.66 1.66 1.63 1.553 1.45 1.37

Ref.

[5]

[7]

[7]

ZrO2(s) + 4H+ + 4e Zr4+ + 4e Ti3+ + 3e Zr(s) Ti(s)

[2]

[2]

[8]

TiO(s) + 2H+ + 2e Ti2O3(s) + 2H+ + 2e Zn(OH)42 + 2e Mn2+ + 2e

Ti(s) + H2O 2TiO(s) + H2O

1.31 1.23 1.199 1.185[2]

Zn(s) + 4OH

Mn(s) Fe(s) + 4HCN(aq)

[2]

Fe(CN)64 + 6H+ + 2 e Te(s) + 2e V2+ + 2e Nb3+ + 3e Te2 V(s) Nb(s)

1.16 1.143 1.13 1.099

[9]

[1]

[1]

Sn(s) + 4H+ + 4e SiO2(s) + 4H+ + 4e

SnH4(g) Si(s) + 2H2O B(s) + 3H2O

1.07 0.91 0.89 0.89[9]

B(OH)3(aq) + 3H+ + 3e Fe(OH)2(s) + 2e

Fe(s) + 2OH

Setengah reaksi Fe2O3(s) + 3H2O + 2e TiO2+ + 2H+ + 4e 2H2O + 2e 2Fe(OH)2(s) + 2OH

E (V) 0.86 0.86 0.8277 0.8 0.7628 0.7618

Ref.[9]

Ti(s) + H2O

H2(g) + 2OH BiH3

[2]

Bi(s) + 3H+ + 3e Zn2+ + 2e Zn2+ + 2e

[2]

Zn(Hg) Zn(s) 2Ta(s) + 5H2O

[2]

[2]

Ta2O5(s) + 10H+ + 10e Cr3+ + 3e Cr(s)

0.75 0.74

[Au(CN)2] + e Ta3+ + 3e Ta(s)

Au(s) + 2CN

0.60 0.6

PbO(s) + H2O + 2e 2TiO2(s) + 2H+ + 2e Ga3+ + 3e U4+ + e Ga(s) U3+

Pb(s) + 2OH Ti2O3(s) + H2O

0.58 0.56 0.53 0.52[5]

H3PO2(aq) + H+ + e H3PO3(aq) + 2H+ + 2e H3PO3(aq) + 3H+ + 3e Fe2+ + 2e Fe(s)

P(white)[note 1] + 2H2O H3PO2(aq) + H2O P(red)[note 1] + 3H2O

0.508 0.499 0.454 0.44

[2]

[2]

[2]

[7]

2CO2(g) + 2H+ + 2e Cr3+ + e Cr2+

HOOCCOOH(aq)

0.43 0.42

Setengah reaksi Cd2+ + 2e Cd(s) GeO(s) + H2O 2Cu(s) + 2OH

E (V) 0.40 0.37 0.360 0.3588 0.3505 0.35 0.34 0.34

Ref.[7]

GeO2(s) + 2H+ + 2e Cu2O(s) + H2O + 2e PbSO4(s) + 2e PbSO4(s) + 2e Eu3+ + e In3+ + 3e Tl+ + e Eu2+ In(s) Tl(s)

[2]

Pb(s) + SO42 Pb(Hg) + SO42

[2]

[2]

[5]

[1]

[1]

Ge(s) + 4H+ + 4e Co2+ + 2e Co(s)

GeH4(g)

0.29 0.28[2]

H3PO4(aq) + 2H+ + 2e V3+ + e Ni2+ + 2e V2+ Ni(s)

H3PO3(aq) + H2O

0.276 0.26 0.25

[2]

[7]

As(s) + 3H+ + 3e AgI(s) + e

AsH3(g)

0.23 0.15224

[1]

Ag(s) + I Mo(s) + 2H2O

[2]

MoO2(s) + 4H+ + 4e Si(s) + 4H+ + 4e Sn2+ + 2e Sn(s)

0.15 0.14 0.13

SiH4(g)

O2(g) + H+ + e Pb2+ + 2e Pb(s)

HO2(aq)

0.13 0.13[7]

Setengah reaksi WO2(s) + 4H+ + 4e P(red) + 3H+ + 3e CO2(g) + 2H+ + 2e Se(s) + 2H+ + 2e CO2(g) + 2H+ + 2e SnO(s) + 2H+ + 2e SnO2(s) + 2H+ + 2e WO3(aq) + 6H+ + 6e P(white) + 3H+ + 3e Fe3+ + 3e Fe(s) HCHO(aq) + H2O W(s) + 2H2O PH3(g) HCOOH(aq) H2Se(g) CO(g) + H2O Sn(s) + H2O SnO(s) + H2O W(s) + 3H2O PH3(g)

E (V) 0.12 0.111 0.11 0.11 0.11 0.10 0.09 0.09 0.063 0.04 0.03 0.0000 +0.07133 +0.08

Ref.

[2]

[1]

[2]

[9]

HCOOH(aq) + 2H+ + 2e 2H+ + 2e AgBr(s) + e S4O62 + 2e H2(g) Ag(s) + Br 2S2O32

0[2]

Fe3O4(s) + 8H+ + 8e

3Fe(s) + 4H2O 2NH4OH(aq)

+0.085 +0.092 +0.0977 +0.10 +0.10 +0.11

[6]

N2(g) + 2H2O + 6H+ + 6e HgO(s) + H2O + 2e Cu(NH3)42+ + e Ru(NH3)63+ + e

Hg(l) + 2OH

Cu(NH3)2+ + 2NH3 Ru(NH3)62+ 2NH4+ + 4OH

[1]

[5]

N2H4(aq) + 4H2O + 2e

[4]

Setengah reaksi H2MoO4(aq) + 6H+ + 6e Ge4+ + 4e Ge(s) CH4(g) CH3OH(aq) Mo(s) + 4H2O

E (V) +0.11 +0.12 +0.13 +0.13 +0.14 +0.15 +0.159

Ref.

C(s) + 4H+ + 4e

[1]

HCHO(aq) + 2H+ + 2e S(s) + 2H+ + 2e Sn4+ + 2e Cu2+ + e Sn2+ Cu+ H2S(g)

[1]

HSO4 + 3H+ + 2e UO22+ + e UO2+

SO2(aq) + 2H2O

+0.16 +0.163[5]

SO42 + 4H+ + 2e TiO2+ + 2H+ + e SbO+ + 2H+ + 3e AgCl(s) + e

SO2(aq) + 2H2O Ti3+ + H2O Sb(s) + H2O

+0.17 +0.19 +0.20 +0.22233[2]

Ag(s) + Cl As(s) + 3H2O

H3AsO3(aq) + 3H+ + 3e GeO(s) + 2H+ + 2e UO2+ + 4H+ + e Re3+ + 3e Bi3+ + 3e Re(s) Bi(s)

+0.24 +0.26 +0.273 +0.300 +0.308[2] [5]

Ge(s) + H2O U4+ + 2H2O

VO2+ + 2H+ + e Cu2+ + 2e Cu(s)

V3+ + H2O

+0.34 +0.340[1]

Setengah reaksi [Fe(CN)6]3 + e O2(g) + 2H2O + 4e H2MoO4 + 6H+ + 3e CH3OH(aq) + 2H+ + 2e SO2(aq) + 4H+ + 4e Cu+ + e Cu(s) C(s) + H2O [Fe(CN)6]4 4OH(aq) Mo3+ + 2H2O CH4(g) + H2O

E (V) +0.36 +0.40 +0.43 +0.50 +0.50 +0.520 +0.52 +0.53 +0.54 +0.56

Ref.

[7]

S(s) + 2H2O

[1]

CO(g) + 2H+ + 2e I3 + 2e I2(s) + 2e [AuI4] + 3e 3I 2I

[7]

[7]

Au(s) + 4I H3AsO3(aq) + H2O

H3AsO4(aq) + 2H+ + 2e [AuI2] + e Au(s) + 2I

+0.56 +0.58 +0.59 +0.60 +0.641[10]

MnO4 + 2H2O + 3e S2O32 + 6H+ + 4e Fc+ + e Fc(s)

MnO2(s) + 4OH 2S(s) + 3H2O

H2MoO4(aq) + 2H+ + 2e

MoO2(s) + 2H2O

+0.65[2]

+ 2H + 2e O2(g) + 2H+ + 2e Tl3+ + 3e Tl(s)

+

+0.6992

H2O2(aq)

+0.70 +0.72

Setengah reaksi PtCl62 + 2e PtCl42 + 2Cl Se(s) + 3H2O

E (V) +0.726 +0.74 +0.758 +0.77 +0.7996 +0.80

Ref.[5]

H2SeO3(aq) + 4H+ + 4e PtCl42 + 2e Fe3+ + e Ag+ + e Hg22+ + 2e

Pt(s) + 4Cl

[5]

Fe2+ Ag(s) 2Hg(l) NO2(g) + H2O Fe2O3(s) + 10 OH

[2]

NO3(aq) + 2H+ + e FeO42 + 5H2O + 6e [AuBr4] + 3e Hg2+ + 2e

+0.80 +0.81 +0.85 +0.85[9]

Au(s) + 4Br

Hg(l) HMnO4

MnO4 + H+ + e 2Hg2+ + 2e Pd2+ + 2e

+0.90 +0.91 +0.915 +0.93 +0.95 +0.96 [HXeO4] + 4OH +0.99 +1.02 +1.066 +1.0873[11] [1]

Hg22+ Pd(s) Au(s) + 4Cl Mn3+ + 2H2O

[5]

[AuCl4] + 3e

MnO2(s) + 4H+ + e [AuBr2] + e

Au(s) + 2Br

[HXeO6]3 + 2H2O + 2e + H6TeO6(aq) + 2H+ + 2e Br2(l) + 2e Br2(aq) + 2e 2Br 2Br

TeO2(s) + 4H2O

[12]

[2]

[2]

Setengah reaksi IO3 + 5H+ + 4e [AuCl2] + e HIO(aq) + 2H2O

E (V) +1.13 +1.15 +1.15 +1.17 +1.18 +1.18 +1.188

Ref.

Au(s) + 2Cl H2SeO3(aq) + H2O 2Ag(s) + H2O

HSeO4 + 3H+ + 2e Ag2O(s) + 2H+ + 2e ClO3 + 2H+ + e

ClO2(g) + H2O Xe(g) + 11OH

[HXeO6]3 + 5H2O + 8 e Pt2+ + 2e Pt(s)

[11]

[5]

ClO2(g) + H+ + e 2IO3 + 12H+ + 10e ClO4 + 2H+ + 2e O2(g) + 4H+ + 4e MnO2(s) + 4H+ + 2e

HClO2(aq) I2(s) + 6H2O ClO3 + H2O 2H2O Mn2+ + 2H2O Xe(g) + 7OH

+1.19 +1.20 +1.20 +1.229 +1.23 +1.24 +1.25[11] [7]

[HXeO4] + 3H2O + 6 e Tl3+ + 2e Tl+

Cr2O72 + 14H+ + 6e Cl2(g) + 2e 2Cl

2Cr3+ + 7H2O

+1.33 +1.36[7]

CoO2(s) + 4H+ + e 2NH3OH+ + H+ + 2e 2HIO(aq) + 2H+ + 2e Ce4+ + e Ce3+

Co3+ + 2H2O N2H5+ + 2H2O I2(s) + 2H2O

+1.42 +1.42 +1.44 +1.44[4]

Setengah reaksi BrO3 + 5H+ + 4e HBrO(aq) + 2H2O Pb2+ + 2H2O Pb2+ + 2H2O Br2(l) + 6H2O Cl2(g) + 6H2O Mn2+ + 4H2O

E (V) +1.45 +1.460 +1.468 +1.48 +1.49 +1.51 +1.51 +1.52

Ref.

-PbO2(s) + 4H+ + 2e -PbO2(s) + 4H+ + 2e 2BrO3 + 12H+ + 10e 2ClO3 + 12H+ + 10e MnO4 + 8H+ + 5e HO2 + H+ + e Au3+ + 3e

[1]

[1]

H2O2(aq)

Au(s) Ni2+ + 2OH Cl2(g) + 2H2O 2Ag+ + 3H2O HClO(aq) + H2O

NiO2(s) + 4H+ + 2e

+1.59 +1.63 +1.67 +1.67 +1.69[1]

2HClO(aq) + 2H+ + 2e Ag2O3(s) + 6H+ + 4e HClO2(aq) + 2H+ + 2e Pb4+ + 2e Pb2+

MnO4 + 4H+ + 3e AgO(s) + 2H+ + e H2O2(aq) + 2H+ + 2e Co3+ + e Au+ + e Co2+ Au(s)

MnO2(s) + 2H2O Ag+ + H2O 2H2O

+1.70 +1.77 +1.78 +1.82 +1.83[1]

BrO4 + 2H+ + 2e Ag2+ + e Ag+

BrO3 + H2O

+1.85 +1.98[1]

Setengah reaksi S2O82 + 2e 2SO42 O2(g) + H2O MnO2(s) + 2H2O Xe(g) + 3H2O Xe(g) + 6 H2O

E (V) +2.010 +2.075 +2.09 +2.12 +2.18 +2.20 +2.32 +2.42 +2.87

Ref.[2]

O3(g) + 2H+ + 2e HMnO4 + 3H+ + 2e

[5]

XeO3(aq) + 6H+ + 6 e H4XeO6(aq) + 8H+ + 8 e FeO42 + 3e + 8H+ XeF2(aq) + 2H+ + 2e H4XeO6(aq) + 2H+ + 2e F2(g) + 2e 2F

[11]

[11]

Fe3+ + 4H2O Xe(g) + 2HF(aq) XeO3(aq) + H2O

[13]

[11]

[11]

[1][7]

F2(g) + 2H+ + 2e

2HF(aq)

+3.05

[1]

1. ^ a b Not specified in the indicated reference, but assumed due to the difference between the value 0.454 and that computed by (20.499 + 0.508) 3 = 0.502 exactly matching the difference between the values for white and red phosphorus in equilibrium with PH3.Baterai Nikel Kadmium Baterai Nikel - Kadmium digunakan sebagai baterai dalam berbagai peralatan luar angkasa sejak tahun 1970-an. Misalnya pada satelit dan beberapa peralatan luar angkasa. Umumnya peralatan tersebut didesain sedemikian rupa sehingga dapat menghemat pemakaian ruangan dalam pesawat. Baterai ini menggunakan nikel oksida sebagai elektode positif (katode), senyawa cadmium sebagai electrode negative (anode), dan larutan KOH sebagai elektrolit. Baterai nikel cadmium ini dapat diisi ulang dan bertahan 10-20 tahun di luar angkasa. Saat sedang digunakan, baterai tersebut mengubah energy kimia menjadi energy listrik dan sebaliknya, mengubah energy listrik menjadi energy kimia saat sedang diisi. Nickel Cadmium, alias NiCad, merupakan batere isi ulang pertama dan yang paling murah sehingga banyak dipakai di mainan anak-anak dan berbagai gadget. Pengisian ulang dayanya relatif cepat, tetapi memiliki efek memori. Jika dayanya belum habis saat Anda melakukan isi

ulang akan terbentuk kristal-kristal besar yang membatasi daya yang disediakan di kali berikutnya. Selain itu kendati tidak dipakai, batere akan kehabisan seluruh dayanya setelah sekitar 90 hari. Baterai nikel-kadmium merupakan baterai kering yang dapat diisi ulang. Sel ini biasanya disebut nicad atau bateray nickel-cadmium. Reaksi yang terjadi pada baterai nikel-kadmium adalah: Cd(s) + 2OH-(aq) Cd(OH)2(s) + 2e- (anoda) NiO2(s) + 2H2O + 2e- Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) (katoda) Reaksi keseluruhan adalah: Cd(s) + NiO(aq) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s) Baterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Baterai nikel-kadmium memiliki tegangan sekitar 1,4V. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula. NiCad / NiCd (Nickel Cadium) Baterai Nickel Cadmium (NiCad) yang diproduksi pertama kali tahun 1946, merupakan baterai yang dibuat dari campuran Nikel dan Cadmium. Keunggulannya adalah ringan, lebih awet, charging efisien, dan hambatan internal yang kecil sehingga tegangannya stabil. Tegangan baterai NiCad adalah 1,2 Volt, dengan kecepatan penurunan energi 10% per bulan. Dalam penggunaan sehari-hari, baterai NiCad ini bisa diadu dengan baterai alkalin. Kekurangan baterai NiCad adalah biaya pembuatannya mahal, kapasitas berkurang jika tidak baterai dikosongkan (memory effect), dan tidak ramah lingkungan (beracun).

ElektrokimiaKata Kunci: deret elektrokimia, elektroda hidrogen, elektrokimia, potensial reduksi standar, Reaksi Redoks Ditulis oleh Taro Saito pada 18-10-2009 Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25o C (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa). Untuk reaksi yang melibatkan ion H+, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).

Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1. Potentialnya diungkapkan sebagai:

dan menurut definisi E0 = 0 dalam keadaan standar. Elektroda hidrogen dalam keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE. Walaupun potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani. Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari dan potensial percobaan diukur terhadap elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE. Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V. Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung pasangan reaksinya. Kemampuan relatif redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya, E0 (Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E0,

n adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan f adalah konstanta Faraday, 96500 C.mol-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H+ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi redoks akan berlangsung. Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masingmasing setengah reaksi.

Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel VoltaDalam tulisan ini, kita akan mempelajari dasar-dasar reaksi redoks, mempelajari cara menyetarakan reaksi redoks dengan metode perubahan bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi, serta mempelajari seluk-beluk tentang sel volta dan aplikasinya dalam kehidupan seharihari. Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang

berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks. Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron. Sementara definisi lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran. Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : K > K+ + eKetika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium. Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, atau memperoleh hidrogen. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : Ag+ + e- > Ag Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak. Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut : Zn(s) + CuSO4(aq) > ZnSO4(aq) + Cu(s) Zn(s) + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu(s) (persamaan ion bersih) Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh : Zn(s) > Zn2+(aq) + 2eCu2+(aq) + 2e- > Cu(s)

Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi. Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian, oksidator adalah spesies yang tereduksi dan reduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baik oksidator maupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks. Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks. Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan mengembangkan dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan. Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah reaksi : persamaan redoks yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya. Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan redoks berikut : Fe2+(aq) + Cr2O72-(aq) > Fe3+(aq) + Cr3+(aq) 1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan Fe2+ + Cr2O72- > Fe3+ + Cr3+ 2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh Fe2+ > Fe3+

Cr2O72- > Cr3+ 3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masing setengah reaksi; dalam suasana asam, tambahkan H2O untuk menyetarakan atom O dan H+ untuk menyetarakan atom H Fe2+ > Fe3+ + e6 e- + 14 H+ + Cr2O72- > 2 Cr3+ + 7 H2O 4. Menjumlahkan kedua setengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jika oksidasi dan reduksi memiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu 6 Fe2+ > 6 Fe3+ + 6 e- (1) 6 e- + 14 H+ + Cr2O72- > 2 Cr3+ + 7 H2O (2) 6 Fe2+ + 14 H+ + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O [(1) + (2)] 5. Mengecek kembali dan yakin bahwa kedua ruas memiliki jenis atom dan jumlah atom yang sama, serta memiliki muatan yang sama pada kedua ruas persamaan reaksi Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH- dalam jumlah yang sama dengan ion H+ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H+. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut : 6 Fe2+ + 14 H+ + 14 OH- + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH6 Fe2+ + 14 H2O + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH6 Fe2+ + 7 H2O + Cr2O72- > 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 14 OHBerikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks : Cu(s) + HNO3(aq) > Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) 1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion Cu + H+ + NO3- > Cu2+ + 2 NO3- + NO + H2O 2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan dua setengah reaksi (oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi Cu > Cu2+

NO3- > NO 3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogen Cu > Cu2+ NO3- > NO 4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan oksigen Cu > Cu2+ NO3- > NO + 2 H2O 5. MenyetaAkumulator (Aki) sumber : http://priska-geovanni.blogspot.com/2009/01/akumulator.html

Akumulator (Aki) Akumulator (accu, aki) adalah sebuah alat yang dapat menyimpan energi (umumnya energi listrik) dalam bentuk energi kimia. Contoh-contoh akumulator adalah baterai dan kapasitor. Pada umumnya di Indonesia, kata akumulator (sebagai aki atau accu) hanya dimengerti sebagai "baterai" mobil. Sedangkan di bahasa Inggris, kata akumulator dapat mengacu kepada baterai, kapasitor, kompulsator, dll. Akumulator (aki):Akumulator termasuk ke dalam jenis sel sekunder, artinya sel ini dapat dimuati ulang ketika muatannya habis. Ini karena reaksi kimia dalam sel dapat dibalikkan arahnya. Jadi sewaktu sel dimuati, energi listrik diubah menjadi energi kimia, dan sewaktu sel bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Reaksi Kimia di Balik Kotak Aki ACCU(mulator) atau sering disebut aki, adalah salah satu komponen utama dalam kendaraan bermotor, baik mobil atau motor, semua memerlukan aki untuk dapat menghidupkan mesin mobil (mencatu arus pada dinamo stater kendaraan). Aki mampu mengubah tenaga kimia menjadi tenaga listrik. Di pasaran saat ini sangat beragam jumlah dan jenis aki yang dapat ditemui. Aki untuk mobil biasanya mempunyai tegangan sebesar 12 Volt, sedangkan untuk motor ada tiga jenis yaitu, dengan tegangan 12 Volt, 9 volt dan ada juga yang bertegangan 6 Volt. Selain itu juga dapat ditemukan pula aki yang khusus untuk menyalakan tape atau radio dengan tegangan juga yang dapat diatur dengan rentang 3, 6, 9, dan 12 Volt. Tentu saja aki jenis ini dapat dimuati kembali (recharge) apabila muatannya telah berkurang atau habis. Dikenal dua jenis elemen yang merupakan sumber arus searah (DC) dari proses kimiawi, yaitu elemen

primer dan elemen sekunder. Elemen primer terdiri dan elemen basah dan elemen kering. Reaksi kimia pada elemen primer yang menyebabkan elektron mengalir dari elektroda negatif (katoda) ke elektroda positif (anoda) tidak dapat dibalik arahnya. Maka jika muatannya habis, maka elemen primer tidak dapat dimuati kembali dan memerlukan penggantian bahan pereaksinya (elemen kering). Sehingga dilihat dari sisi ekonomis elemen primer dapat dikatakan cukup boros. Contoh elemen primer adalah batu baterai (dry cells). Allesandro Volta, seorang ilmuwan fisika mengetahui, gaya gerak listrik (ggl) dapat dibangkitkan dua logam yang berbeda dan dipisahkan larutan elektrolit. Volta mendapatkan pasangan logam tembaga (Cu) dan seng (Zn) dapat membangkitkan ggl yang lebih besar dibandingkan pasangan logam lainnya (kelak disebut elemen Volta). Hal ini menjadi prinsip dasar bagi pembuatan dan penggunaan elemen sekunder. Elemen sekunder harus diberi muatan terlebih dahulu sebelum digunakan, yaitu dengan cara mengalirkan arus listrik melaluinya (secara umum dikenal dengan istilah 'disetrum'). Akan tetapi, tidak seperti elemen primer, elemen sekunder dapat dimuati kembali berulang kali. Elemen sekunder ini lebih dikenal dengan aki. Dalam sebuah aki berlangsung proses elektrokimia yang reversibel (bolak-balik) dengan efisiensi yang tinggi. Yang dimaksud dengan proses elektrokimia reversibel yaitu di dalam aki saat dipakai berlangsung proses pengubahan kimia menjadi tenaga listrik (discharging). Sedangkan saat diisi atau dimuati, terjadi proses tenaga listrik menjadi tenaga kimia (charging). Jenis aki yang umum digunakan adalah accumulator timbal. Secara fisik aki ini terdiri dari dua kumpulan pelat yang yang dimasukkan pada larutan asam sulfat encer (H2S04). Larutan elektrolit itu ditempatkan pada wadah atau bejana aki yang terbuat dari bahan ebonit atau gelas. Kedua belah pelat terbuat dari timbal (Pb), dan ketika pertama kali dimuati maka akan terbentuk lapisan timbal dioksida (Pb02) pada pelat positif. Letak pelat positif dan negatif sangat berdekatan tetapi dibuat untuk tidak saling menyentuh dengan adanya lapisan pemisah yang berfungsi sebagai isolator (bahan penyekat). Proses kimia yang terjadi pada aki dapat dibagi menjadi dua bagian penting, yaitu selama digunakan dan dimuati kembali atau 'disetrum'. Reaksi kimia Pada saat aki digunakan, tiap molekul asam sulfat (H2S04) pecah menjadi dua ion hidrogen yang bermuatan positif (2H+) dan ion sulfat yang bermuatan negatif (S04-). Tiap ion S04 yang berada dekat lempeng Pb akan bersatu dengan satu atom timbal murni (Pb) menjadi timbal sulfat (PbS04) sambil melepaskan dua elektron. Sedang sepasang ion hidrogen tadi akan ditarik lempeng timbal dioksida (PbO2), mengambil dua elektron dan bersatu dengan satu atom oksigen membentuk molekul air (H2O). Dari proses ini terjadi pengambilan elektron dari timbal dioksida (sehingga menjadi positif) dan memberikan elektron itu pada timbal murni (sehingga menjadi negatif), yang mengakibatkan adanya beda potensial listrik di antara dua kutub tersebut. Proses tersebut terjadi secara simultan, reaksi secara kimia dinyatakan sebagai berikut : Pb02 + Pb + 2H2S04 -----> 2PbS04 + 2H20 Di atas ditunjukkan terbentuknya timbal sulfat selama penggunaan (discharging). Keadaan ini akan mengurangi reaktivitas dari cairan elektrolit karena asamnya menjadi lemah (encer), sehingga

tahanan antara kutub sangat lemah untuk pemakaian praktis. Sementara proses kimia selama pengisian aki (charging) terjadi setelah aki melemah (tidak dapat memasok arus listrik pada saat kendaraan hendak dihidupkan). Kondisi aki dapat dikembalikan pada keadaan semula dengan memberikan arus listrik yang arahnya berlawanan dengan arus yang terjadi saat discharging. Pada proses ini, tiap molekul air terurai dan tiap pasang ion hidrogen yang dekat dengan lempeng negatif bersatu dengan ion S04 pada lempeng negatif membentuk molekul asam sulfat. Sedangkan ion oksigen yang bebas bersatu dengan tiap atom Pb pada lempeng positif membentuk Pb02. Reaksi kimia yang terjadi adalah : 2PbS04 + 2H20 ----> PbO2 + Pb + 2H2S02 Aki kendaraan Besar ggl yang dihasilkan satu sel aki adalah 2 Volt. Sebuah aki mobil terdiri dari enam buah aki yang disusun secara seri, sehingga ggl totalnya adalah 12 Volt. Accu mencatu arus untuk menyalakan mesin (motor dan mobil dengan menghidupkan dinamo stater) dan komponen listrik lain dalam mobil. Pada saat mobil berjalan aki dimuati (diisi) kembali sebuah dinamo (disebut dinamo jalan) yang dijalankan dari putaran mesin mobil atau motor. Pada aki kendaraan bermotor arus yang terdapat di dalamnya dinamakan dengan kapasitas aki yang disebut Ampere-Hour/AH (Ampere-jam). Contohnya untuk aki dengan kapasitas arus 45 AH, maka aki tersebut dapat mencatu arus 45 Ampere selama 1 jam atau 1 Ampere selama 45 jam. Penulis sempat melakukan penelitian untuk mengetahui karakteristik aki dan hasilnya telah diseminarkan beberapa waktu yang lalu. Penelitian tersebut dilakukan baik saat aki sedang di discharging maupun saat charging. Metodenya adalah dengan mengukur tegangan jepit (Volt) antara kedua kutub dari aki yang dibandingkan per satuan waktu (30 menit). Penelitian tersebut dilakukan untuk aki 12 Volt, 9 Volt dan 6 Volt (meliputi aki mobil dan motor). Pengamatan ini dilakukan selama kurang lebih lima sampai enam jam untuk tiap jenis aki, dan hasilnya antara tegangan jepit diplot terhadap perubahan waktu. Ternyata aki yang kutubnya terbuat dari timbal dan timbal peroksida dan dicelupkan dalam cairan asam sulfat (yang banyak dipakai) cukup baik hasilnya dalam mempertahankan beda potensial. Karena itu kedua kutub aki timbal dan timbal peroksida mampu mempertahankan perbedaan potensial antara kedua kutub secara stabil, sekalipun arus yang melalui rangkaian cukup besar. Menghemat aki Bila mana aki yang setelah kurang lebih satu tahun kita pakai mulai rewel alias 'zwak', ada beberapa tips yang dapat dicoba untuk lebih memperlama umur aki, mengingat harganya cukup mahal. Sebelum 'disetrum' ulang, buang seluruh cairan asam sulfat yang tersisa dalam aki. Lalu dibilas dengan air murni sebanyak empat kali, dan isi dengan cairan accu zuur. Setelah itu dapat 'disetrum'. Pada pemakaian normal, aki dapat bertahan selama satu sampai tiga bulan. Atau dapat juga setelah mobil atau motor diparkir, lepaskan salah satu kabel pada kutub positif aki, sehingga pada aki tak ada arus yang benar-benar mengalir. Dan sebaiknya jangan menyalakan perlengkapan yang memerlukan arus (radio atau tape) saat mobil sedang tidak dijalankan. Dan sebelum terjadi dua hal di atas, perawatan dan pengecekan terhadap tinggi permukaan air aki harus diperhatikan. Dan selain itu juga massa jenis air aki juga harus diukur dengan hidrometer secara berkala.

Bila ternyata ketiga cara di atas tidak maksimal, mungkin sudah saatnya kita perlu membeli aki baru. Kita juga harus ingat, semua barang memiliki umur ekonomis, artinya setelah jangka waktu tertentu digunakan, barang tersebut secara perlahan-lahan akan berkurang kemampuannya dan rusak. Fungsi Aki : alat untuk menghimpun tenaga listrik (dipakai pada mesin mobil dsb) penghasil dan penyimpan daya listrik hasil reaksi kimia peranti untuk mengubah tenaga listrik menjadi tenaga kimia atau sebaliknya Perhitungan Potensial Sel Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Esel= E(+) E() dengan: E(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar) E()= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil) Perhitungan tidak melibatkan koefisien. Contoh Soal 1. Diketahui : Cu2+ + 2 e Cu E = 0,34 V Ag+ + e Ag E = + 0,80V Tentukan Eo sel dari kedua elektrode! Jawab: ECu lebih negatif dari EAg , maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode Katode : Ag+ + eAg E = + 0,80 V Anode : Cu Cu2+ + 2 e E = 0,34 V _____________________________+ 2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu 2+ Esel= + 0,46 V 2. Diketahui: Ag+ + e Ag E = + 0,80 V A13+ + 3 e Al E = 1,66V Tentukan E sel dari elektrode Ag dan Al serta tentukan katode dan anode! Jawab: Esel= E(+) E() = EAg EAl

= (+0,80) (1,66) = +2,46 V Katode = elektrode positif, cari E yang lebih positif(E(+)), yaitu Ag. Anode = elektrode negatif, cari E yang lebih negatif (E()), yaitu Al. 3. Diketahui: Fe2+ + 2 eFe E = 0,44 V A13+ + 3 eAl E = 1,66 V a. Tentukan Esel dari elektrode A1 dan Fe! b. Tentukan katode dan anode! c. Bagaimana reaksi sel? d. Tentukan elektrode yang bertambah dan elektrode yang berkurang! e. Tentukan larutan ion yang makin pekat dan larutan ion yang makin encer! Jawab: E lebih positif/lebih besar (E(+))= EFe E lebih negatif/lebih kecil (E() )= EAl a. E sel= E (+) E () = EFe EAl = (0,44) (1,66) = + 1,22 V b. Katode = E (+)= besi Anode = E ()= aluminium c. Reaksi sel Reaksi reduksi untuk E(+), yaitu untuk Fe dan reaksi oksidasi untuk E(),yaitu untuk Al. Fe2+ + 2 e-Fe 3 AlA13+ + 3 e 2 ____________________+ 3 Fe2+ + 2 Al 3 Fe + 2 Al3+

d. Elektrode yang bertambah pada hasil reaksi, yaitu Fe. Elektrode yang berkurang pada pereaksi, yaitu Al. e. Larutan ion yang makin pekat pada hasil reaksi, yaitu ion A13+ .Larutan ion yang makin encer pada pereaksi, yaitu ion Fe2+ 4. Diketahui: E Ag+/Ag = + 0,80 V E Cu2+/Cu = + 0,34 V E Pb2+/Pb = 0,13 V E Fe2+/Fe = 0,44 V E Zn2+/Zn = 0,76 V Manakah dari reaksi sel berikut yang mempunyai potensial sel terbesar? A. Pb2+ /Pb// Zn/Zn2+

B. Cu2+ /Cu// Fe/Fe2+ C. Ag+/Ag// Fe/Fe2+ D. Ag+/Ag// Zn/Zn2+ E. Fe2+/Fe// Zn/Zn2+ Jawab: D Potensial terbesar terjadi dari potensial reduksi paling positif (EAg) dengan potensial reduksi palin Perhitungan Potensial Sel Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Esel= E(+) E() dengan: E(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar) E()= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil) Perhitungan tidak melibatkan koefisien. Contoh Soal 1. Diketahui : Cu2+ + 2 e Cu E = 0,34 V Ag+ + e Ag E = + 0,80V Tentukan Eo sel dari kedua elektrode! Jawab: ECu lebih negatif dari EAg , maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode Katode : Ag+ + eAg E = + 0,80 V Anode : Cu Cu2+ + 2 e E = 0,34 V _____________________________+ 2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu 2+ Esel= + 0,46 V 2. Diketahui: Ag+ + e Ag E = + 0,80 V A13+ + 3 e Al E = 1,66V Tentukan E sel dari elektrode Ag dan Al serta tentukan katode dan anode! Jawab: Esel= E(+) E() = EAg EAl = (+0,80) (1,66) = +2,46 V

Katode = elektrode positif, cari E yang lebih positif(E(+)), yaitu Ag. Anode = elektrode negatif, cari E yang lebih negatif (E()), yaitu Al. 3. Diketahui: Fe2+ + 2 eFe E = 0,44 V A13+ + 3 eAl E = 1,66 V a. Tentukan Esel dari elektrode A1 dan Fe! b. Tentukan katode dan anode! c. Bagaimana reaksi sel? d. Tentukan elektrode yang bertambah dan elektrode yang berkurang! e. Tentukan larutan ion yang makin pekat dan larutan ion yang makin encer! Jawab: E lebih positif/lebih besar (E(+))= EFe E lebih negatif/lebih kecil (E() )= EAl a. E sel= E (+) E () = EFe EAl = (0,44) (1,66) = + 1,22 V b. Katode = E (+)= besi Anode = E ()= aluminium c. Reaksi sel Reaksi reduksi untuk E(+), yaitu untuk Fe dan reaksi oksidasi untuk E(),yaitu untuk Al. Fe2+ + 2 e-Fe 3 AlA13+ + 3 e 2 ____________________+ 3 Fe2+ + 2 Al 3 Fe + 2 Al3+

d. Elektrode yang bertambah pada hasil reaksi, yaitu Fe. Elektrode yang berkurang pada pereaksi, yaitu Al. e. Larutan ion yang makin pekat pada hasil reaksi, yaitu ion A13+ .Larutan ion yang makin encer pada pereaksi, yaitu ion Fe2+ 4. Diketahui: E Ag+/Ag = + 0,80 V E Cu2+/Cu = + 0,34 V E Pb2+/Pb = 0,13 V E Fe2+/Fe = 0,44 V E Zn2+/Zn = 0,76 V Manakah dari reaksi sel berikut yang mempunyai potensial sel terbesar? A. Pb2+ /Pb// Zn/Zn2+ B. Cu2+ /Cu// Fe/Fe2+ C. Ag+/Ag// Fe/Fe2+

D. Ag+/Ag// Zn/Zn2+ E. Fe2+/Fe// Zn/Zn2+ Jawab: D Potensial terbesar terjadi dari potensial reduksi paling positif (EAg) dengan potensial reduksi palin Perhitungan Potensial Sel Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung. Esel= E(+) E() dengan: E(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar) E()= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil) Perhitungan tidak melibatkan koefisien. Contoh Soal 1. Diketahui : Cu2+ + 2 e Cu E = 0,34 V Ag+ + e Ag E = + 0,80V Tentukan Eo sel dari kedua elektrode! Jawab: ECu lebih negatif dari EAg , maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode Katode : Ag+ + eAg E = + 0,80 V Anode : Cu Cu2+ + 2 e E = 0,34 V _____________________________+ 2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu 2+ Esel= + 0,46 V 2. Diketahui: Ag+ + e Ag E = + 0,80 V A13+ + 3 e Al E = 1,66V Tentukan E sel dari elektrode Ag dan Al serta tentukan katode dan anode! Jawab: Esel= E(+) E() = EAg EAl = (+0,80) (1,66) = +2,46 V Katode = elektrode positif, cari E yang lebih positif(E(+)), yaitu Ag. Anode = elektrode negatif, cari E yang lebih negatif (E()), yaitu Al.

3. Diketahui: Fe2+ + 2 eFe E = 0,44 V A13+ + 3 eAl E = 1,66 V a. Tentukan Esel dari elektrode A1 dan Fe! b. Tentukan katode dan anode! c. Bagaimana reaksi sel? d. Tentukan elektrode yang bertambah dan elektrode yang berkurang! e. Tentukan larutan ion yang makin pekat dan larutan ion yang makin encer! Jawab: E lebih positif/lebih besar (E(+))= EFe E lebih negatif/lebih kecil (E() )= EAl a. E sel= E (+) E () = EFe EAl = (0,44) (1,66) = + 1,22 V b. Katode = E (+)= besi Anode = E ()= aluminium c. Reaksi sel Reaksi reduksi untuk E(+), yaitu untuk Fe dan reaksi oksidasi untuk E(),yaitu untuk Al. Fe2+ + 2 e-Fe 3 AlA13+ + 3 e 2 ____________________+ 3 Fe2+ + 2 Al 3 Fe + 2 Al3+

Prinsip-prinsip dan Konsep Sel VoltaKata Kunci: Baterai Ni-Cd, deret Nerst, deret Volta, elektrokimia, konsep-konsep sel volta, macam-macam sel volta, prinsip-prinsip sel volta, sel aki, sel bahan bakar, sel elektrokimia, sel elektrolisa, sel galvani, sel kering, sel Leclance, sel volta Ditulis oleh Ratna dkk pada 11-12-2009

SEL ELEKTROKIMIA

Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron)

Reaksi kimia menghasil- kan daya gerak listrik (sel galvani) Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)

Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit. 1. Sel Volta/Gavalni

a. galvani :

Prinsip-prinsip sel volta atau sel

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: 1. 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 reduksi 2. Arus elektron : anoda katoda ; arus listrik : katoda anoda 3. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan Contoh dari sel galvani :

Notasi sel : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu / = potensial sel // = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam) c. Macam-macam sel volta

Sel Volta sekunder- Sel aki (Accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder. Sel aki terdiri atas elektrode Pb (anode) dan PbO2 (katode). Keduanya dicelupkan dalam larutan H2SO4 30%.

Cara kerja sel aki: a. Elektrode Pb teroksidasi menjadi Pb2+ Pb(s) Pb2+(aq) + 2 ePb2+ yang terbentuk berikatan dengan SO42 dari larutan. Pb2+(aq) + SO4 2(aq) PbSO4(s) b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode PbO2. c. Pada elektrode PbO2 elektron-elektron dari anode Pb akan mereduksi PbO2 menjadi Pb2+ yang kemudian berikatan dengan SO42 dari larutan. PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e Pb2+(aq) + 2 H2O(l) Pb2+(aq) + SO4 2(aq) PbSO4(s) Reaksi yang terjadi pada sel aki dapat ditulis sebagai berikut. Anode : Pb(s) + SO42(aq) PbSO4(s) + 2 e Katode: PbO2(s) + H2SO4(aq) + 2 H+ + 2 e PbSO4(s) + 2 H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4 2 PbSO4(s) + 2 H2O Pada reaksi pemakaian sel aki, molekul-molekul H2SO4 diubah menjadi PbSO4 dan H2O sehingga konsentrasi H2SO4 dalam larutan semakin berkurang. Oleh karena itu, daya listrik dari aki terus berkurang dan perlu diisi kembali

Sel-sel Energi Tidak dapat diisi ulang : Seng Karbon

Oksida Perak

Lithium

Alkalin

Dapat diisi ulang : Nikel-Kadmium

Akumulator (Timbal-Asam)

Diposkan oleh BSP di 08:47 Kirimkan Ini lewat EmailBlogThis!Berbagi ke TwitterBerbagi ke Facebook