Elektrokimia

Elektrokimia Proses yang melibatkan nsfer elektron

Elektrokimia sel elektrokimia adalah suatu alat yang digunakan untuk melangsungkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Sel listrik dihasilkan dengan cara pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerimaan elektron pada suatu elektroda (reduksi) .Elektroda tempat pelepasan elektron disebut anoda dan tempat penerimaan elektron disebut katoda.Jadi sebuah sel terdiri atas dua bagian atau dua elektroda , setengah reaksi oksidasi akan berlangsung di anoda dan setengah reaksi reduksi akan berlangsung di katoda. Sel elektrokimia setiap setengah sel dipisahkan dengan tujuan agar aliran listrik (elektron) yang dihasilkan dapat dimanfaatkan..Salah satu ciri sel adalah adanya beda potensial di anoda dan katoda . Con toh : :el galvani dan sel elektrolitik (elektrolisis)Satuan energi adalah joule = volt x coulomb

Sel galvani /sel volta

Sel volta Cu dan ZnNotasi sel : Zn/Zn 2+ (1M)// Cu 2+ (1M)/Cuanoda katoda Anoda (-) ; Zn = Zn 2+ + 2eKatoda (+) : Cu 2+ + 2e = CuReaksi sel : Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + CuE sel = Ecat E And = E Cu 2+/Cu - E Zn2+/Zn= 0,337 - (-0,763)V = 1,10 V

Contoh lain PtFe2+, Fe3+ H+H2PtJawab Fe 2+ Fe 3+ + e ( oksidasi)2H+ + 2e H2(reduksi)2Fe 2+ + 2H+ 2 Fe 3+ + H2Reaksi sel

Potensial sel Potensial elektroda standar Pt, H2 (1 bar) H+ (a=1) Cu2+ (a=1)Cu

Termodinamika elektrokimia Jumlah kerja maksimum yang diperoleh dari sel reversibel dapat dilihat dari besarnya energi Gibbs (- G), - G = w maksKrn kerja yang dihasilkan berupa kerja listrik dan tidak melibatkan kerja P-V, maka W listrik= -nFEselDengan n= jumlah mol ekivalen pereaksi yang diubah menjadi produk yang besarnya n faraday. 1 F mengandung muatan yang sebanding dengan 1 mol elektronDari persamaan di atas : G = -nFE selJika pereaksi dan produk pada kondisi standar , maka G0 = -nFEosel Untuk reaksi : aA + bB = cC + dD G = G0 + RTlnK atau -nFE = -nFE0 + RT ln KAtau E = E0 RT/nF lnK jika E =0, maka E0sel = RT/nF lnK

Potensial elektroda TunggalCu/CuSO4, Ag/AgCl, kalomel (Hg/Hg2Cl2)

Elektroda Reaksi katoda (reduksi)E0 Sel (Volt)Li +/LiLi + + e Li- 3,04K+/KK+ + e K - 2,925Ca 2+ / CaCa 2+ + 2e Ca -2,87Na+/NaNa+ + e Na- 2,714Mg 2+ /MgMg 2+ + 2e Mg- 2,363Al 3+ /AlAl 3+ + 3e Al- 1,662H2O/H2,OH-2H2O + 2e H2 + 2OH-- 0,828Zn 2+ /ZnZn 2+ + 2e Zn- 0,763Cr3+ /CrCr3+ + 3e Cr- 0,744Fe 2+ /FeFe 2+ + 2e Fe- 0,440Cd 2+ / CdCd 2+ + 2e Cd- 0,403Co2+ /CoCo2+ + 2e Co- 0,277 Ni 2+ /NiNi 2+ + 2e Ni- 0,250Sn 2+ /SnSn 2+ +2e Sn- 0, 136Pb 2+ /PbPb 2+ + 2e Pb- 0, 1262H+ /H22H+ + 2e H2 0,000Sn 4+ /Sn 2+Sn 4+ + 2e Sn 2++ 0, 15Cu 2+ / CuCu 2+ + 2e Cu+ 0, 337O2/OH -O2 + 2H2O + 4e 4 OH -+ 0, 401Fe3+ /FeFe3+ + 3e Fe+ 0, 771Hg2 2+ /HgHg2 2+ + 2e 2Hg+ 0, 788Ag +/AgAg + + e Ag+ 0, 799O2 /OH -O2 + 2H2O + 4e 4OH - + 0, 82Pt 3+ / PtPt 3+ + 3e Pt+ 1,200O2 / H2OO2 + 4H+ +4e 2H2O+ 1,229Cr2O72- /Cr 3+Cr2O72- + 14H+ +6e 2Cr 3++ 1,33Cl2/Cl -Cl2 + 2e 2Cl -+ 1,358PbO2 /PbPbO2+4H++4e Pb2+ + 2H2O+ 1, 46Au 3+ /AuAu 3+ + 3e Au+ 1, 498MnO4-/Mn 2+MnO4- + 8H+ +5e Mn 2++ 1, 52PbO2/PbSO4PbO2 + 4H++SO42- + 2ePbSO4 + H2O+ 1, 68H2O2/H2OH2O2 + 2H+ + 2e 2H2O+ 1, 78F2 /F -F2 + 2e 2F -+ 1, 87

Potensial sel PtH2H+Cu2+CureaksiReaksi di anoda H2 2H+ + 2e- Reaksi di katoda Cu2+ + 2e- CuReaksi SEL H2 + Cu2+ 2H+ + CuSaat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit luar. Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut adalah + 0.3419 V sehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 JKerja dilakukan sistem, yaitu kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia adalah sama dengan penurunan energi Gibbs maka G = - 6.598 x 104 JPerubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel standar ; G = - nFE dan pada keadaan standar : Go = - nFEo Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs.

Contoh Tentukan reaksi yang berlangsung spontan ( E sel > nol)!a. Cu + 2 H+ Cu2+ + H2b. Zn + 2H+ Zn2+ + H2c. Zn + Ni2+ Zn2+ + NiJawab E0sel = E0 katoda E0 anoda = E0 H+/H2 E0 Cu2+/Cu = 0,00 0,337 = -0,3337 VoltE0sel = E0 katoda E0 anoda = E0 H+/H2 E0 Zn2+/Zn = 0,00 (-0,763) = 0,763 VoltE0sel = E0 katoda E0 anoda = E0 Ni2+/Ni E0 Ni2+/Ni = - 0,250 (-0,763) = 0,510 Volt

Pers. NernstUntuk sel dengan persamaan reaksi H2 + Cu2+ 2H+ + CuMenurut Nenst, E sel = Eosel - RT/nF ln K= Eosel - RT/nF ln a Red/ a Oks . K = [a.Cu . a.H+]/[pH2.a Cu2+] untuk aktivitas zat padat = 1, maka K = [a H+]/[a.Cu2+] Besarnya a = . C, untuk larutan encer koefisien aktivitas () = 1, maka a = Cpersamaan Nernst untuk reaksi Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu,E sel = Eosel RT/nF ln [Zn 2+]/[Cu 2+],

Lanjutan Pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm, besarnya 2,393 RT/F = 0,0591, persamaannya menjadiEsel = Eosel 0,0591/n log [C Zn 2+]/[Ccu 2+]Untuk sel : Zn Zn2+ (0,01M) Cu2+ (0,1M)Cureaksi Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ dan konsentrasi Cu2+ 0,1 M dan Zn2+ 0,01M, E0sel = E0katoda E0 anoda = 0,34 - (-76) = 0,34 + 0,76 = 1,10 Volt/SHEE sel = E0 sel 0,0591/n log [Zn 2+ /Cu 2+] = 1,10 0,0591/2 log (0,01/0,1) = 1,10 0,0591/2 log 0,1 = 1,10 - 0,0591 /2 .( -1) = 1,10+ 0,0295 = 1,1285 Volt

Latihan Tuliskan reaksi sel pada sel berikut!Cu /Cu 2+// Sn 2+ /SnFe / Fe 2+ // Ag + /Ag Zn / Zn 2+ // H+/H2Al / Al 3+ // Ni 2+ /NiMg /Mg 2+ // Pb 2+ /PbHitunglah E sel pada kondisi standar untuk sel Hitung E sel; Al / Al 3+ (0,001M)/ Ni 2+ (0,1m/NiMg /Mg 2+ (0,05M)// Pb 2+ (0,01M)/Pb

Aplikasi Baterai /accuBaterai keringSel bahan bakarKorosi logamPengukuran pHHasil kali kelarutan (Ksp)

Baterai sekundair (Accu) Elektroda negatif (anoda) : PbElektroda positip (katoda): PbO2Elektrolit : larutan asam sulfat (H2SO4) : 30%Reaksi Anoda : Pb + H2SO4 = PbSO4 + 2H+ + 2eKatoda : PbO2 + SO4 2- + 4H+ 2e = PbSO4 + 2H2O

Baterai keringAnoda : Zn Katoda : grafit/karbon /CElektroolit : salmiak (NH4Cl), pasta, MnO2ReaksiAnoda : Zn Zn 2+ + 2eKatoda :2MnO2 + H2O + 2e Mn2O3 + 2OH- Dalam larutan : NH4Cl bereaksi dgn Zn 2+ Zn(NH3)4 Cl2 atau Zn2+ + OH - Zn(OH)2 putih

Sel bahan bakar Anoda : H2 Katoda: Oksigen (O2)Elektrolit basa (KOH)Reaksi Anoda (-) : H2 + 2OH - = 2H2O + 2eKatoda (+) : O2 + H2O + 2e = 2OH

Sel korosi logam Anoda (-) : logam Katoda (+) : logamElektrolit : udara lembab, air, larutanReaksi : korosi logam di udara lembabAnoda : Fe Fe 2+ + 2eKatoda : O2 + H2O + 2e = 2OH Reaksi ini terjadi di permukaan logam ; sehingga Fe 2+ dan OH- Fe(OH)2 , yang dgn Oksigen Fe(OH)3 Fe2O3.xH2O ( karat )

Pengukuran pHSel yang reaksi totalnya hanya melibatkan perubahan konsentrasi disebut sel konsentrasiContohnya : pengukuran pHReaksinya Oks: H2(g),1atm 2H+(aM) + 2eRed: 2H+(1M)+2e H2(g), 1atm 2H+ (1M) H+ (aM)

Persamaan NerstE sel = E0Sel RT ln (a)2/(1)2E sel = E0 sel 0,0591 log a2Karena E 0 sel = nol, maka diperoleh E sel = - 0, 0591 log a2 E sel = - 0,0296 log apH didefiniskan = - log (H+) dan a adalah (H+), maka E sel = 0,0296 pHSebagai contoh, seuatu larutan mempunya pH 2, maka e selnya = 2 x 0,0296 volt = 0,0592 Volt

Hasil kali kelarutan (Ksp)Sel korosi dapat juga untuk menentukan harga kspPb/Pb2+ (jenuh PbCl2)//Pb2+ (0,05M)/Pb, E sel = 0,015 VoltReaksi selnya Pb Pb 2+ + 2ePb 2+ + 2e PbPb 2+ +2Cl- PbCl2E sel = Eosel 0,0591/n ln Ksp