ELEKTROKIMIAReferensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern”Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb

Elektrokimia menghubungkan reaksi kimia oksidasi reduksi dengan fisika aliran muatan.

Penggunaan energi bebas yang tersedia dalam reaksi kimia spontan untuk menghasilkan kerja yang berguna serta pemanfaatan energi untuk menghasilkan reaksi yang tidak mungkin dengan jalan lain

Oksidasi = donor elektron = kenaikan biloks / valensi / muatansetengah oksidasi Cu Cu2+ + 2e

Reduksi = akseptor elektron = penurunan biloks / valensi / muatanSetengah reduksi Ag+ + e Ag

Reaksi redoks = reaksi yang mengalihkan elektronCu + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag

1. MEMBALANSKAN PERSAMAAN OKSIDASI-REDUKSI

1. Tuliskan dua setengah reaksi yang belum dibalanskan, satu untuk spesies yang dioksidasi serta hasilnya dan satu spesies yang direduksi serta hasilnyaCuS Cu2+ + SO4

2-

NO3- NO

2. Masukkan koefisien untuk membuat jumlah atom semua unsur kecuali oksigen dan hidrogen sama di kedua sisi setiap persamaan

3. Balanskan oksigen dengan menambahkan H2O di salah satu sisi dari setiap setengah reaksiCuS + 4 H2O Cu2+ + SO4

2-

NO3- NO + 2 H2O

4. Balanskan hidrogen. Untuk larutan asam, tambahkan H3O+ ke setiap sisi setengah reaksi yang kekurangan oksigen dan H2O ke sisi lain. Untuk larutan basa,tambahkan H2O ke setiap sisi setengah reaksi yang kekurangan hidrogen dan OH- yang sama ke sisi yang lainCuS + 12 H2O Cu2+ + SO4

2- + 8 H3O+

NO3- + 4 H3O+ NO + 6 H2O

5. Balanskan muatan dengan memasukkan e- (elektron) sebagai reaktan atau produk di setiap setengah reaksiCuS + 12 H2O Cu2+ + SO4

2- + 8 H3O+ + 6 e-NO3

- + 4 H3O+ + 3 e- NO + 6 H2O6. Kalikan kedua setengah reaksi dengan bilangan yang

dipilih untuk membuat jumlah elektron yang diberikan oleh oksidasi sama dengan jumlah yang diperlukan pada reduksi. Kemudian, tambahkan kedua setengah reaksi yang menghilangkan elektron. Jika H3O+, OH- atau H2O muncul di kedua sisi, hilangkan duplikatnya

3 CuS + 36 H2O 3 Cu2+ + 3 SO42- + 24 H3O+ + 24 e-

8 NO3- + 32 H3O+ + 24 e- 8 NO + 48 H2O

3 CuS + 8 NO3- + 8 H3O+ 3 Cu2+ + 3 SO4

2- + 8 NO + 12 H2O

Ag + HS- + CrO42- Ag2S + Cr(OH)3

1. Ag + HS- Ag2S CrO4

2- Cr(OH)3

2. 2 Ag + HS- Ag2SCrO4

2- Cr(OH)3

3. 2 Ag + HS- Ag2SCrO4

2- Cr(OH)3 + H2O4. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O

CrO42- + 4 H2O Cr(OH)3 + 5 OH-

5. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O + 2 e-CrO4

2- + 4 H2O + 3 e- Cr(OH)3 + 5 OH-

6. 6 Ag + 3 HS- + 3 OH- 3 Ag2S + 3H2O + 6 e-2 CrO4

2- + 8 H2O + 6 e- 2 Cr(OH)3 + 10 OH-

6 Ag + 3 HS- + 2 CrO42- + 5 H2O 3 Ag2S + 2 Cr(OH)3 + 7 OH-

2. SEL ELEKTROKIMIA

Reaksi tembaga dan perak berlangsung spontan dan takreversibel

∆G < 0, tetapi magnitudonya tidak diketahuiKarena tidak ada kerja (w = 0) yang dihasilkan,

maka seluruh perubahan energi (∆E = w q) muncul sebagai perubahan kalor (∆E = ∆q)

Lihat gambar 12.4 Elektron mengalir bila rangkaian dihubungkan

dari tembaga ke elektroda perak melalui kawat. Dalam larutan anion berpindah melalui elektroda tembaga dan kation bergerak menuju elektroda perak. Ion natrium berpindah melalui jembatan garam untuk mencapai netralitas listrik

Anoda merupakan tempat berlangsungnya oksidasiCu Cu2+ + 2 e-

Katoda adalah tempat berlangsungnya reduksi2 Ag+ + 2 e- 2 Ag

Elektron-elektron mengalir pada rangkaian luar dari anoda ke katoda. Dalam larutan ion positif dan negatif keduanya bebas untuk bergerak. Dalam sel elektrokimia, anion bergerak menuju anoda dan kation bergerak ke katoda

Konvensi menyebutkan anoda ditunjukkan di kiri dan katoda di kanan. Sel galvani ditunjukkan sebagai

Cu|Cu2+||Ag+|Agantarmuka logam larutan ditunjukkan dengan | dan jembatan garam dengan ||

Pemisahan katoda dan anoda untuk menangkap elektron dan digunakan menjadi tenaga listrik

Sel elektrokimia akan mengubah energi kimia menjadi kalor dan energi radiasi.

Sel Galvani dan Sel ElektrolisisSel elektrokimia merupakan piranti dengan

arus listrik yang dilewatkan melalui rangkaian eksternal yang dikaitkan dengan setengah reaksi oksidasi dan reduksi yang masing-masing terjadi pada anoda dan katoda

Sel Galvanik atau Sel Volta merupakan sel elektrokimia dengan reaksi oksidasi-reduksi yang terjadi secara spontan pada dua elektroda yang terpisah, menghasilkan arus listrik lewat rangkaian luarnya

Pada sel elektrokimia akan dihasilkan energi listrik akibat selisih potensial listrik/ tegangan sel

Pada tegangan alami sel reaksi berlangsung spontan

Jika tegangan luar sama dengan tegangan alami sel

Jika tegangan luar ditambahkan lebih besar dari tegangan potensial alami sel, elektron berbalik arah dan bergerak menuju elektroda tembaga. Reaksi netto menjadi terbalik 2 Ag + Cu2+ 2 Ag+ + Cu

Sel Elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang energi listriknya digunakan untuk menghasilkan reaksi kimia yang tidak terjadi secara spontan, sehingga reaksi berjalan dalam arah berlawanan secara spontan

Dalam sel elektrolisis, oksidasi berlangsung di elektroda perak, yang karenanya menjadi anoda, dan elektroda tembaga menjadi katoda

Hukum Faraday1. Massa zat tertentu yang dihasilkan

atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel

2. Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui selJumlah muatan yang ditunjukkan oleh 1 mol elektron (tetapan Faraday) adalah 96.483,31 mol-1

Arus listrik merupakan jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian per satuan waktu

Jika Q adalah besarnya muatan dalam coulomb dan t adalah waktu dalam detik yang dibutuhkan untuk melalui sebuah titik dalam rangkaian, maka arus listrik (I)

I = Q

tdari jumlah mol elektron yang lewat melalui rangkaian, jumlah mol senyawa yang bereaksi pada elektroda juga dapat dhitung

Sebagai contoh Anoda sel galvanik Zn Zn2+

+ 2 e-Katoda sel galvanik Ag+ + e-

Ag Setiap mol elektron yang

melewati sel timbul dari oksidasi ½ mol Zn (karena setiap atom Zn memberikan dua elektron) dan mereduksi 1 mol ion perak. 32.69 seng larut pada anoda dan 107.87 g perak mengendap pada katoda

3. ENERGI BEBAS GIBBS DAN TEGANGAN SEL

Dalam elektrokimia, kerja yang dilakukan adalah kerja listrik

welek = - Q ∆Vkerja dihitung sebagai joule, Q = coulomb, dan ∆V = Joule/Coulomb = Volt

welek = - It ∆V∆V adalah positif untuk sel galvani,

sehingga welek adalah negatif dan kerja listrik netto dilakukan oleh sel galvani

Hasil berlawanan untuk sel elektrolisis

Hubungan P, T, ∆G, serta welek berdasarkan termodinamika- welek,maks = |∆G| (pada P dan T konstan)

Kerja listrik maksimum bila sel galvani dioperasikan secara reversibel

Pada operasi tekreversibel, kerja listrik yang dihasilkan lebih kecil

Jika n mol elektron melewati rangkaian luar sel galvani, maka∆G = welek = -Q ∆V = -nF ∆V

Kerja listrik dihasilkan oleh sebuah sel elektrokimia hanya jika ∆G < 0 (atau jika ∆V > 0, yang menghitung jumlah yang sama)

Keadaan Standar dan Tegangan SelVoltase sel standar ∆V0 merupakan

voltase sel galvanik yang bekerja pada kondisi standar

Hubungan energi bebas standar dengan tegangan sel standar ∆G0 = -n F ∆V0

∆G0 dapat ditentukan dengan mengukur tegangan sel standar ∆V0 dari reaksi dimana n mol elektron melewati rangkaian luar

Tegangan Setengah SelPotensial reduksi V0 Zn2+|Zn dan V0 Cu2+|Cu

dihubungkan dengan dua setengah sel, magnitudo dan tanda setiap potensial ini dihubungkan dengan kecendrungan spontan. Makin positif potensial reaksi, makin besar kecendrungan terjadinya reduksi

Reaksi dengan potensial reduksi yang lebih positif berlangsung sebagai setengah reaksi reduksi dan potensial reduksi kurang positif sebagai setengah reaksi oksidasi

Hubungan potensial sel setengah sel reduksi dengan oksidasi ∆V0 = ∆V0 (katoda) - ∆V0 (anoda)

Konvensi menetapkan V0 H2(g) dan H3O+(aq) = 0 pada semua suhu, pada kondisi standar (1 atm, 1 M)2 H3O+(aq) + 2 e- H2(g) + 2 H2O… V0 = 0 V

Semua potensial setengah sel yang lain ditentukan dari potensial sel standar mereka dengan setengah sel H3O+|H2 standar dalam sel galvani dan mengukur potensial sel

Senyawa pengoksidasi kuat adalah senyawa kimia yang dengan mudah tereduksi sendiri, memiliki potensial reduksi sangat positif. Contoh Fluorin, H2O2, KMnO4

Senyawa pereduksi kuat adalah senyawa yang sangat mudah teroksidasi, sehingga potensial reduksinya amat besar dan negatif. Contoh alkali tanah dan alkali

Penambahan dan Pengurangan Reaksi Setengah SelDua setengah sel dapat

dikombinasikan untuk mendapatkan setengah sel yang lain.

Reaksi 3 = reaksi 1 – reaksi 2∆G0

3 = ∆G01 - ∆G0

2-nF V0

3 = -n1F V01 + n2F V0

2

V0

3 = n1V0

1 – n2V02

n

Diagram Potensial Reduksi dan DisproporsionalRingkasan setengah reaksi

reduksiCu2+ 0.158 V Cu+ 0.522 V Cu

0.240 V

Garis yang menghubungkan setiap pasangan senyawa melambangkan setengah reaksi penuh. Angka di atas garis adalah potensial reduksi

Disproporsionasi adalah proses di mana suatu zat tunggal dioksidasi dan direduksi

Senyawa terdisproporsionasi memiliki potensial reduksi di kanan > di kiri

Diagram potensial reduksi memungkinkan untuk menentukan senyawa mana yang stabil terhadap disproporsionasi.

Jika selisih dua potensial reduksinya (gaya pendorong) positif, maka reaksi berlangsung spontan

4. PENGARUH KONSENTRASI DAN PERSAMAAN NERST

Hubungan energi bebas dengan kuosien reaksi∆G = ∆G0 + RT lnQ-nF ∆V = -nF ∆V0 + RT lnQ ∆V = ∆V0 –

RT lnQ

nFDikenal dengan persamaan Nerst ∆V = ∆V0 –

0.0592 V logQ

nPersamaan nerst pada suhu 25oC, R 8.315

Pengukuran Tetapan KesetimbanganElektrokimia memberikan cara yang

menguntungkan dan akurat untuk mengukur tetapan kesetimbangan untuk berbagai reaksi dalam fasa larutan.

Hubungan K dengan V∆G0 = -nF∆V0

∆G0 = -RT ln KRT ln K = nF ∆V0

ln K = nF

∆V0

RT

log K = n

∆V0 pada 25oC 0.0592 V

pH meterTegangan sel galvani sensitif

terhadap pH jika satu dari elektrodanya Pt|H2 yang dimasukkan ke dalam larutan dengan pH bervariasi.

Pt|H2 (1atm)|H3O+(variabel)||H3O+ (1 M)|H2 (1atm)|Pt

Reaksi setengah selH2 (1 atm) + 2 H2O(l) 2 H3O+ (var) + 2 e- anoda2 H3O+ (1 M) + 2 e- H2 (1atm) + 2 H2O(l) katoda

Maka n = 2 dan Q = [H3O+]2 dan tekanan gas = 1

Dari persamaan Nerst ∆V = ∆V0 –

0.0592 V logQ

ndan karena ∆V0 = 0 ∆V = –

0.0592 V logH3O+

2 = - 0.0592 V log pH

Tegangan sel berbanding lurus dengan pH

Elektroda kaca merupakan bentuk praktis dari elektroda, biasanya terdiri dari elektroda perak yang dilapisi AgCl yang kontak dengan sebuah bohlam kaca yang berdinding tipis. Sebuah potensial yang tergantung pH timbul di antara membran kaca tipis ini jika elektroda kaca dimasukkan ke dalam larutan [H3O+] yang berbeda dan tidak diketahui

Setengah sel kedua sering merupakan elektroda jenuh akan kalomel, yang terdiri dari kawat platina yang terhubung dengan pasta merkuri cair, kalomel (H2Cl2(s)) dan larutan jenuh KCl

Keseluruhan selnyaAg|AgCl|Cl- + H3O+(1 M)|kaca|H3O+(variabel)||Cl-(sat)|Hg2Cl2(s) |Hg|Pt

Setengah reaksi2 Ag(s) + 2 Cl- (1 M) 2 AgCl + 2 e- anodaH3O+ (1 M) H3O+(var)

H2Cl2(s) + 2 e- 2 Hg(l) + 2 Cl-(sat) katodaPersamaan Nerst

∆V = ∆V(ref) – 0.0592 V

log pH

1∆V = ∆V(ref) + 0.0592 pH

pH = ∆V - ∆V(ref)

0.0592 V

Keuntungan elektroda kacaElektroda kaca hanya bereaksi terhadap

perubahan [H3O+] dan bekerja dengan interval pH yang besar

Elektroda tidak dipengaruhi oleh senyawa pengoksidasi kuat yang membuat elektroda hidrogen tidak dapat diandalkan

Larutan dengan warna yang sangat kuat yang akan membuat indikator asam basa tidak berguna, tidak mengganggu elektroda kaca

Elektroda kaca dapat diperkecil sehingga dapat dimasukkan ke dalam sel hidup sehingga banyak digunakan dalam biologi

5. AKI DAN SEL BAHAN BAKAR

AKIAki digunakan untuk menyimpan

energiAki / sel terbagi dua yaitu sel

primer dan sekunderPrimer jika sel dibuang jika energi

listriknya telah habisSekunder jika sel dapat diisi

ulang jika listriknya telah habis

Sel primer yang paling terkenal adalah sel Leclanche. Lihat gambar 12.8Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- anoda2 MnO2(s) + 2 NH4

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

+(aq) Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l)

Sel kering alkalin, tegangan lebih stabil karena konsentrasi tidak berubah akibat munculnya senyawa yang larut

Zn(s) + 2 OH-(aq) Zn(OH)2(s) + 2 e- anoda2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- Mn2O3(s) + 2 OH- (aq) katoda

Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(aq) Zn(OH)2(aq) + Mn2O3(s)

Sel seng merkuri oksida Zn(s) + 2 OH-(aq) Zn(OH)2(aq) + 2 e-

anodaHgO(s) + H2O(l) + 2 e- Hg(l) + 2 OH- (aq)

katodaZn(s) + HgO(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) +

Hg(l)

Sel ini mempunyai keluaran stabil sebesar 1.34 V

Aki yang dapat diisi ulangAki sekunder dapat diisi ulang

dengan memberikan potensial luar yang berlawanan arah dengan arus yang mengalir dalam sel

Untuk mengisi aki sekunder, dibutuhkan sumber luar tegangannya harus lebih besar dari tegangan aki pada kondisi awal

Sel nikel kadmium (baterai nicad) memberikan tegangan 1.4 Vanoda = kadmium, katoda = nikel oksida

Aki penyimpan timbal asam sebesar 12 V terdiri atas 6 sel 2 V yang terhubung secara serianoda terdiri dari logam timbal dan katoda merupakan timbal oksida

Sel Bahan BakarSel bahan bakar mengubah energi kimia

menjadi energi listrikSel bahan bakar dirancang kontinu,

dengan reaktan (bahan bakar) yang disuplai dan produk diambil secara kontinu

Sel bahan bakar didasarkan pada reaksi2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Elektroda dapat berupa konduktor nonreaktif manapun (grafit) yang berfungsi menghantarkan elektron antara gas dan ion dalam larutan.

Thanks. Tugas

ElektrokimiaHal 405 – 408Nomor 1, 3, 5, 6,

15, 16, 23, 29, 35, 37, 39, 41, 47, 48, 49