I. Judul Praktikum : Sel Elektrokimia

II. Tujuan :

2.1 Menjelaskan fenomena sel elektrokimia

2.2 Mengukur potensial elektroda dengan elektroda pembanding

2.3 Mengukur potensial sel setelah kedua elektroda dihubungkan

2.4 Menuliskan reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia

2.5 Menentukan katoda dan anoda berdasarkan percobaan

III. Dasar Teori

Reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi reduksi-oksidasi.

Reduksi yaitu penurunan bilangan oksidasi atau penyerapan electron, sedangkan oksidasi yaitu

kenaikan bilangan oksidasi atau pelepasan electron. Reaksi redoks ada yang dapat berlangsung

spontan, ada juga yang tidak spontan. Reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber

arus listrik, yaitu dalam sel volta seperti batu baterai dan aki. Sementara itu, reaksi redoks tak

spontan dapat dilangsungkan dengan menggunakan arus listrik, yaitu dalam reaksi elektrolisis.

Tempat berlangsungnya perubahan hubungan timbal balik reaksi redoks dengan arus listrik

disebut sel elektrokimia.

Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.

a. Sel Volta

1. Reaksi redoks spontan

Reaksi redoks pontan ialah reaksi redoks yang berlagsung serta-merta. Contohnya

adalah reaksi antara logam zink dengan larutan tembaga(II) sulfat. Jika sepotong

logam zink dimasukkan ke dalam larutan tembaga(II) sulfat, segera terjadi reaksi

dimana logam zink sedikit demi sedikit melarut, sedangkan ion tambaga(II)

diendapkan. Reaksi ini bersifat eksoterm yang ditandai dengan naiknya suhu larutan.

Reaksi yang terjadi dapat dituliskan sebagai berikut.

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

(aq) + Cu(s)

Sementara itu reaksi kebalikannya, yaitu

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

(aq) + Zn(s)

Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa kebalikan dari reaksi spontan adalah tidak

spontan.

2. Susunan Sel Volta

Telah disebutkan bahwa reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber

listrik. Untuk memahami hal tersebut, marilah kita perhatikan reaksi redoks spontan

antara logan zink dan ion tembaga(II) yang telah dibahas di atas.

2e

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

(aq) + Cu(s)

Perlu diingat bahwa arus listrik adalah aliran electron melalui kawat penghantar.

Jika zink dimasukkan ke dalam larutan ion tembaga(II), akan terjadi reaksi redoks

tetapi tidak ada arus listrik karena tidak ada aliran electron. Ion-ion Cu2+ dating ke

permukaan logam zink, mengambil dua electron, lalu mengendap. Dalam sel volta,

reduktor dan oksidatornya dipisahkan sehingga pemindahan electron tidak terjadi

secara langsung tetapi melalui kawat penghantar. Sebagai contoh susunan sel volta

dapat dilihat pada gambar 2.1, yaitu reaksi zink dengan ion Cu2+

A B

Gambar 2.1 Sel Volta mengubah energy dari suatu reaksi redoks spontan menjadi

energy listrik.

Pada rangkaian tersebut, logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung

ion Zn2+ (larutan daram zink) sementara sepotong logam tembaga dicelupkan dalam

larutan ion Cu2+(larutan garam tembaga(II)). Logam zink akan larut sambil melepas

dua electron.

Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada logam

zink itu. Electron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga melalui

kawat penghantar. Ion Cu2+ akan mengambil electron dari logam tembaga kemudian

mengendap.

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

Dengan demikian, rangkain tersebut dapat menghasilkan aliran electron (listrik).

Akan tetapi bersamaan dengan melarutnya logam zink, larutan dalam labu A menjadi

bermuatan positif. Hal itu akan menghambat pelarutan logam zink selanjutnya.

Sementara itu, larutan dalam labu B akan bermuatan negative seiring dengan

mengendapnya ion Cu2+. Hal ini akan menahan pengendapan ion Cu2+. Jadi aliran

electron yang disebutkan di atas tidak akan berkelanjutan. Untuk menetralkan

muatan listriknya, kedua larutan dihubungkan dengan suatu jembatan garam, yaitu

larutan garam (seperti NaCl atau KNO3) dalam agar-agar. Ion-ion negative dari

jembatan garam akan bergerak ke labu A untuk menetralkan kelebihan ion Zn2+,

sedangkan ion-ion positif akan bergerak kr labu B untuk menetralkan kelebihan ion

SO42-. Pada kenyataannya, tidak ada arus listrik yang dapt diukur tanpa kehadiran

jembatan garam tersebut. Jembatan garam melengkapi raangkaian tersebut sehingga

menjadi suatu rangkaian tertutup.

Logam zink dan tembaga yang menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian sel

volta diatas disebut electrode/ secara definisi, electrode tempat terjadinya oksidasi

disebut anode, sedangkan electrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Oleh

karena oksidasi adalah pelepaan electron, maka anode adalah kutub negative,

sedangkan katode merupakan kutub positif.

3. Notasi Sel Volta

Susunan suatu sel volta dinyatakan dengan suatu notasi singkat yang disebut

diagram sel. Untuk contoh di ata (Gambar 2.1), diagram selnya dinyatakan sebagai

berikut

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Anode biasanya digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katode di sebelah kanan.

Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+,

sedangkan di katode terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Dua gris sejajar (||) yang

memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal

menyatakan batas antarfase.

4. Potensial Elektroda Standar

Perhatikan kembali gambar 2.1. pada rangkaian itu electron mengalir dari

electrode Zn ke electrode Cu, dan tidak sebaliknya. Kenyataan ini menunjukkan

bahwa Zn lebih mudah teroksidasi daripada Cu, sebaliknya Cu2+ lebih mudah

tereduksi. Daripada ion Zn2+.

Perbedan kecenderungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan

antara electrode Zn dan electrode Cu. Perbedaan rapatan muatan itu menyebabkan

beda potensial listrik antara Zn dan Cu yang mendorong electron mengalir. Selisih

potensial itu disebut potensial sel dan diberi lambang Esel.

5. Deret keaktifan Logam ( deret volta )

Susunan unsure unsur logam berdasarkan potensial electrode standarnya disebut

deret elektrokimia atau deret volta. Deret volta dapat dililhat dalam table 2.2

semakin kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta :

Logam semakin reaktif ( semakin mudah melepaskan electron)

Logam merupakan reduktor yang semakin kuat

Sebaliknya , semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta ,

Logam kurang reaktif ( semakin sukar melepaskan electron)

Kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat

Table 2.2 Deret volta

logam Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Co Sn Pb H Cu Hg Ag Au

Eº(V) -3.04 -2.92 -2.90 -2.87 -2.71 -2.37 -1.66 -1.18 -0.76 -0.74 -0.44 -0.28 -0.28 -0.14 -0.13 0.00 +0.34 +0.79 +0.80 +1.52

Jadi, logam yang terletak lebih kiri lebih reaktif daripada logam logam yang di

kanannya. Oleh karena itu, logam yang terletak lebih kiri dapat mendesak logam yang

lebih kanan dari senyawanya .

6. Persamaan Nernst (pengayaan)

Pada bagian sebelumnya , perhitungan potensial sel didasarkan pada potensial

electrode dalam keadaan standar ( Eº) yang didapat dari table potensial electrode

standar yang ditentukan pada tekanan 1 atm, suhu 298 K, dan konsentrasi satu mol.

Jika konsentrasi larutan tidak dalam keadaan standar (bukan 1 molar, maka

perhitungan potensial sel dihitung dengan menggunakan persamaan Nernst.

Untuk reaksi :

aAn+ + ne bBm+

potensial electrode (E) dirumuskan oleh Nernst dengan persamaan sebagai berikut :

E = Eº - RTnF

log¿¿

Dimana :

Eº = potensial elektroda standar

R = konstanta gas (8,314 kj/mol )

T = temperature (K)

F = konstanta faraday 96.500 Coloumd

n = banyaknya electron yang ditransfer

jika nilai R, F, dan suhu 25ºC dimasukan dalam rumusan tersebut, maka persamaan

menjadi :

E = Eº - 0.0592n

log¿¿

Jika persamaan ini dibuat umum, menjadi :

E = Eº - RTnF

log Qc

Qc adalah kuosien reaksi . persamaan Nernst ini memberikan gambaran bahwa

potensial sel elektro kimia sangan dipengaruhi oleh konsentrasi elektrolit yang terlibat

dalam rekasi sel. Oleh karena itu, jika konsentrasi elektrolit dalam sel baterai kering,

aki mobil, dan baterai telepon seluler berkurang atau sangat kecil, maka daya listrik

dalam baterai pun juga kecil atau dikatakan beterainya rusak.

b. Elektrolisis

Dalam sel volta, reaksi redoks spontan digunakan sebagai sumber listrik. Sel

elektrolisis merupakan kebalikam dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan

untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.

1. Susunan sel elektrolisis

Gambar 2.6 Susunan sel elektrolisis

Electron ( listrik) memasuki sel elektrolisis melalui kutub negative (katode). Spesi

tertentu dalam larutan menyerap electron dari katode dan mengalami reduksi.

Sementara itu, spesi lain melepas electron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi,

sama seperti sel volta, reaksi di katode adalah reaksi reduksi, sedangkan reaksi di

anode adalah oksidasi, akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta,

katode bermjuatan positif, sedangkan anode bermuatan negative. Pada sel elektrolisis,

katode bermuatan negative, sedangkan anode bermuatan positif.

2. Reaksi reaksi elektrolisis

Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, dan reaksi anode , yaitu

oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam reaksi katode dan anode bergantung pada

potensial electrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut :

Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial

reduksinya paling besar.

Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang potensial

oksidasinya paling besar.

Berdasarkan ketentuan tersebut, kita dapat meramalkan reaksi rekasi elektrolisis.

Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial electrode juga dipengaruhi

konsentrasi dan jenis elektrodenya.

Sel elektrolisis :

Katode :

Tempat terjadi reduksi

Bermuatan (-)

Anode :

Tempat terjadi oksidasi

Bermuatan (+)

a. Reaksi – reaksi di katode ( reduksi )\

Rekasi di katode bergantung pada jenis kation dalam larutan. Jika kation berasal

dari logam logam aktif ( logam golongan IA,IIA,Al atau Mn), yaitu logam logam

yang potensial standar reduksinya lebih kecil ( lebih negative daripada air) maka

air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain yang disebutkan diatas akan

tereduksi.

Contoh :

Pada elektrolisis larutan CuSO4 (kation Cu2+), ion Cu2+ yang tereduksi, bukannya

ion Na+.

Pada elektrolisis larutan CuSO4 ( kation Cu2+ ), ion Cu2+ yang tereduksi.

b. Reaksi reaksi di anode (Oksidasi )

Electrode negative ( katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis

karena logam tidak ada kecenderungan menyerap electron membentuk ion

negative. Akan tetapi, elektode positif (anode) mungkin saja ikut bereaski,

melepas electron dan mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya

logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar daripada air atau anion sisa

asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au, grafit, maka anode itu

akan teroksidasi.

L(s) Lx+ (aq) + xe

Electrode Pt, Au, dan grafit (C) digolongkan sebagai elektode inert ( sukar

bereaksi ). Jika anode terbuat dari electrode inert, maka reaksi anode bergantung

pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO42- , NO3

-, PO43- ,

dan F , mempunyai potensial oksidasi lebih negative daripada air. Anion anion

seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi .

2H2O (l) 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e

Jika anion lebih mudah teroksidasi daripada air, seperti Br- , dan I-, maka anion itu

yang teroksidasi .