TUGAS KIMIA

Rangkuman Elektrokimia dan Kesetimbangan Kimia

Oleh :

FARISMAN HIDAYAHA4111176

Dosen Pembina:

Rohimatush Shofiyah, S.Si, M.Si

PROGRAM STUDI TEKNIK PRODUKSI BENIH

JURUSAN PRODUKSI PERTANIAN

POLITEKNIK NEGERI JEMBER

2012

1. PENGERTIAN ELEKTROKIMIA

Elektrokimia merupakan ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi)

kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip

reaksi redoks dalam aplikasinya.

2. JENIS SEL ELEKTROKIMIA

A. SEL GALVANIK (sel volta)

Sel galvani (sel volta) merupakan sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik

yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan. Contohnya Sel Daniell

B. SEL DANIELL dan Jembatan Garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi

Zn2+ yang larut

• Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

• Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)

Dalam hal ini, massa Zn mengalami pengurangan, sedangkan elektroda Cu

bertambah massanya, karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

Penentuan Kutub Positif dan Negatif ( Sel Daniell )

• Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi arus elektron dari

tembaga ke seng.Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan

logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam

sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya

sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+

dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

• Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

ATURAN SEL GALVANIK

• Penulisan Notasi

Zn l Zn2+ ll Cu2+ l Cu

Zn l Zn2+ Cu2+ l Cu

– Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa

– Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda

– Garis putus – putus menyatakan adanya jembatan garam pada sel

elektrokimia. Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda &

katoda dapat saling bereaksi

Deret Volta

• Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi

• Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

Macam-macam Sel Volta

• Sel Kering atau Sel Leclance

katoda: karbon ; anoda: Zn

Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu MnO2 + NH4Cl + sedikit Air

• Sel aki

Katoda: PbO2 ; anoda :Pb

Elektrolit : Larutan H2SO4

Macam-macam Sel Volta ( 2)

• Sel bahan bakar

Elektoda : Ni

(H)Li

KBa

Ca

Na

Al

Zn

Cr

Cu

Hg

Mg

Ag

Fe

Ni

Si

Pb

Pt

Au

Elektrolit :Larutan KOH

Bahan bakar : H2 dan O2

• Baterai Ni-Cd

Katoda : NiO2 dengan sedikit air

Anoda : Cd

2. Jenis sel elektrokimia (2)

SEL ELEKTROLISIS

• Sel elektrokimia yang menghasilkan redoks dari energi listrik .

– Katode (-)

– Anode (+)

Reaksi - reaksi Sel Elektreolisis

• Reaksi Pada Katode

Ion positif akan mengalami reduksi, kecuali kation (+) yang berasal dari

logam IA,IIA, dan Mn dalam larutan air tidak mengalami reduksi, yang

mengalami reduksi adalah H2O, Reaksinya:

2H20 + 2e à H2 + 2OH-

Ion logam IA,IIA.Al, dan Mn berbentuk lelehan (leburan) akan

mengalami reduksi

• Reaksi Pada Anode

Ion negatif akan mengalami oksidasi jika elektrodanya nonaktif (Pt dan

C). Ion negatif yang mengandung O (SO42-,MnO4

-,NO3-,dll) tidak

mengalami oksidasi, yang mengalami oksidasi adalah H2O

Reaksi : 2H2O à 4H+ + O2 + 4e

Jika elektrode anode merupakan logam aktif (selain Pt dan C) yang

mengalami Oksidasi adalah elektrode tersebut.

3. ELEKTRODA

Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda atau katoda.

• Anoda merupakan elektroda di mana elektron datang dari sel

elektrokimia sehingga oksidasi terjadi

• Katoda merupakan elektroda di mana elektron memasuki sel

elektrokimia sehingga reduksi terjadi.

Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anoda atau katoda tergantung dari

tegangan listrik yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah

elektroda yang berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan katoda bagi sel

elektrokimia lainnya.

Jenis –jenis Elektroda

A. Elektroda Inert

elektroda yang tidak ikut bereaksi dalam reaksi kimia yang terjadi.

Contoh elektroda inert: platina

Sebuah sel dari sistem Fe3+ + e Fe2+

ELEKTRODAELEKTRODA INERT

ELEKTRODA ACUAN LABORATORIUM

Pt I Fe3+ (x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+ (b M) I Pt

B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium

1. Elektroda Kalomel

raksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I) klorida, Hg2Cl2 (kalomel),

dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1 m atau KCl jenuh.

Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.

• Pt, H2 (1 bar)| H+ || Cl- | Hg2Cl2(s)|Hg

• Reaksi elektroda :

reaksi di katoda : ½ H2 H+ + e-

reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e Hg + Cl-

Reaksi keseluruhan : 

½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s) H+ + Cl- + Hg

• Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo = 0,337 V)

• Jika digunakan KCl jenuh pada 250C memberikan E = 0,2412 V.

2. Elektroda Perak-Perak Klorida

Logam perak kontak dan padatan perak klorida merupakan garam yang sangat

sukar larut. Keseluruhannya dicelupkan ke dalam larutan kalium klorida (KCl) yang

mana konsentrasi ion Cl- = 1 m.

Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada 25oC memberikan

emf 0,22233 Volt:

Pt, H2 (1 bar)| H+ (1 m)|| Cl- (1m) | AgCl (s)|Ag

Reaksi elektroda:

Anoda: ½ H2 H+ +e-

Katoda: AgCl (s) + e Ag +Cl-

Reaksi keseluruhan:

½ H2 + AgCl (s) H+ + Ag +Cl-

Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl

0,22233 Volt.

4. POTENTIAL ELEKTRODA

Potensial Elektroda merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur

untuk melepaskan atau mempertahankan elektron.

• Potensial elektroda tergantung pada :

- Jenis Elektroda

- Suhu

- Konsentrasi ionnya

Menghitung Potensial Elektroda Sel

• Catatan :

E° = potensial reduksi standar (volt)

R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314

T = suhu mutlak (°K)

n = jumlah elektron

F = 96.500 coulomb

C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

E° sel = E° red - E° oks

E sel = E° sel - RT/nF ln C

E sel = E° sel - 0.059/n log C

Pada T = 25° C

Potensial Elektroda Standar

• Potensial Elektroda Standar merupakan potensial yang terkait dengan setengah

reaksi yang ada (wadah elektroda) dan biasanya ditulis dalam setengah reaksi

reduksi.

Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi Eo1/2 sel

Eosel = Eo

katoda - Eoanoda

Elektroda Hidrogen Standar

(Eo H2)

E° H2 diukur pada 25° C, 1 atm dan {H+} = 1 molar yaitu sebagai berikut:

2H+(aq, 1 M) + 2e à H2(g, 1 atm) Eorujukan = 0 volt

H2(g, 1 atm) à 2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan = 0 volt

E° H2 biasa digunakan untuk menentukan potensial elektroda standar zat lainnya.

• Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0

• Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0

5. REAKSI REDOKS

• Pengertian Reduksi

Reduksi adalah reaksi penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi.

Contoh reaksi reduksi:

Reduksi

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

• Pengertian Oksidasi

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi.

Contoh reaksi oksidasi:

Oksidasi

Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e

Reaksi redoks adalah reaksi yang di dalamnya terjadi serah terima elektron antarzat.

Reaksi Autoredoks

Reaksi autoredoks atau reaksi disproporsionasi adalah reaksi ketika suatu zat mengalami

reaksi reduksi dan reaksi oksidasi secara serentak.

Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Setengah Reaksi

Tahapan:

a. Tulis secara terpisah persamaan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi

oksidasi

b. Setarakan unsur yang mengalami redoks

c. Tambahkan molekul H2O pada

Ruas yang kekurangan O (jika reaksi berlangsung dalam suasana asam)

Ruas yang kelebihan O (jika reaksi berlangsung dalam suasana basa)

d. Setarakan atom hidrogen dengan ion H+ pada suasana asam atau dengan ion OH-

pada suasana basa

e. Setarakan muatan pada kedua ruas dengan menambahkan elektron

f. Jumlahkan kedua persamaan setengah reksi tersebut dengan menyetarakan lebih

dahulu jumlah elektronnya

Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Perubahan Bilangan Oksidasi

a. Setarakan jumlah unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

b. Tentukan bilangan oksidasi unsur-unsur tersebut dan perubahannya

c. Setarakan jumlah kedua perubahan bilangan oksidasi tersebut

d. Hitung jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan

e. Jika muatan di ruas kiri lebih negatif, tambahkan ion H+ (berarti, suasana asam).

Jika muatan di sebelah kiri lebih positif, tambahkan ion OH- (berarti, suasana

basa).

f. Tambahkan H2O di ruas kanan untuk menyetarakan jumlah atom hidrogen

Reduktor dan Oksidator

• Zat pengoksidasi (oksidator) adalah spesies yang melakukan oksidasi, mengambil

elektron dari zat yang teroksidasi.

• Zat pereduksi (reduktor) adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan

elektron kepada zat yang tereduksi.

Kekuatan Relatif Oksidator dan Reduktor

• Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

2H+ (aq, 1 M) + 2e Û H2 (g, 1 atm)

• Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya

semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi

• Nilai Eo yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya

semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi

• Nilai Eo memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik

• Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah

semakin reduktor

6. TERMODINAMIKA SEL ELEKTROKIMIA

• Energi bebas Gibbs hanya dapat diukur jika sel bersifat reversibel

• sehingga

|∆ G | = W maksimal

Termodinamika Sel Elektrokimia (2)

Dimana “W” energi listrik

Ket:

n = jumlah ekuivalen reaktan yang di ubah menjadi produk

F = muatan yang sebanding dengan jumlah mol elektron

Esel = GGL sel

Sehingga dapat disubstitusikan

Termodinamika Sel Elektrokimia (3)

• Bila reaktan dan produk dalam keadaan standar, maka

• Perubahan energi bebas / kerja yang dilakukan dengan memberikan bilangan

elektron Avogadro melalui sebuah voltase E adalah (Ne)E, dimana N= bil.

Avogadro dan e = muatan elektron. Produk Ne adalah 96.500=1 Faraday F

Kenyataannya sel yang biasa digunakan sehari-hari tidak bersifat reversibel karena adanya sejumlah besar arus listrik yang bergerak melalui sel

W listrik = - n FE sel

∆ G = - n F Esel

∆ Gº = - n F Eºsel

Entropi dan Entalpi

• Entalpi adalah kandungan kalor  sistem dalam tekanan tetap, perubahan  ∆H

bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm.

• Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah

suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari  keadaan lain.

• Entrpoi sangat berhubungan dengan hkm termodinamika ke–2

∆S > 0 (sistem terisolas)

Hubungan Antara Entropi dan Perubahan Energi GIBBS

• Proses yang secara termodinamika ireversibel  akan menghasilkan entropi. 

Entropi berkaitan dengan ketidakteraturan sistem dalam termodinamika statistik,

menurut persamaan:

S = k ln W

Catatan :

“k” adalah tetapan Boltzmann

“W” adalah jumlah susunan atom

• Energi bebas Gibbs Kuantitas ini didefinisikan dengan:

∆G = ∆H – T∆S

• Reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi pada suhu dan tekanan tetap

negatif. Perubahan energi bebas Gibbs standar berhubungan dengan tetapan

kesetimbangan reaksi A = B melalui:

∆ G0 = -RT ln K

• K bernilai lebih besar dari 1 bila ∆G0 negatif, dan reaksi berlangsung spontan ke

kanan.

7. Persamaan Nernst

• Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara

potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam

sebuah larutan

• Persamaan Nernst

• Persamaan Nernst non standar

SPECIAL THANKS :

Florensia Indan Stepani, Nurhafizah Putri, Pauline Leon Artha, and Prima

Anggreni for PowerPoint. Elektrokimia:University of Indonesia

Penggolongan reaksi kimia atas stabil tidaknya produk yang terbentuk

• Berdasarkan stabil tidaknya produk yang terbentuk, reaksi kimia tergolong atas

dua macam:

1. Reaksi berkesudahan (irreversibel)

Bila produk yang terbentuk tidak dapat kembali menjadi pereaksi(stabil)

2. Reaksi kesetimbangan (reversibel)

Bila produk yang terbentuk dapat berubah menjadi pereaksi kembali (tidak stabil)

Contoh reaksi berkesudahan (irreversibel) dalam kehidupan sehari-hari :

1. reaksi pembakaran kayu

2. reaksi perkaratan logam

3. reaksi pembusukan sampah

4. reaksi pelapukan kayu

Contoh reaksi kesetimbangan dalam kehidupan sehari-hari:

5. reaksi fotosintesis dengan reaksi pernafasan

6. reaksi penguapan air dengan pengembunan air

Suatu reaksi kesetimbangan ditandai dengan tanda panah bolak balik

Contoh:

1. H2(g) + Cl2(g) ⇄ 2HCl(g)

2. N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g)

3. 2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)

Saat Kesetimbangan adalah:

Saat laju pembentukan produk sama dengan laju pembentukan pereaksi kembali

Pada saat kesetimbangan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi tetap

Saat Kesetimbangan untuk reaksi:

PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)

Adalah saat laju pembentukan PCl3 dan Cl2

Sama dengan laju pembentukan PCl5 kembali

Bila zat-zat dalam kesetimbangan merupakan campuran homogen (fasenya sama), maka

disebut kesetimbangan homogen.

Contoh :

2H2(g) + O2(g) ⇄ 2H2O(g)

2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)

Bila zat-zat dalam kesetimbangan merupakan campuran beberapa fase (padat, cair dan

gas) atau fasenya tidak sama, maka disebut kesetimbangan heterogen.

Contoh :

2C(s) + O2(g) ⇄ 2CO(g)

Fe2O3(s) + 3CO(g) ⇄ 2Fe(s) + 3CO2(g)

Kesetimbangan kimia bersifat dinamis, artinya secara makroskopis reaksi telah berhenti

sedangkan secara mikroskopis reaksi terus berlangsung ke kiri dan ke kanan dengan

kecepatan yang sama. Dengan demikian pada reaksi yang telah setimbang, konsentrasi

masing-masing zat tetap.

MENGUASAI FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI PERGESERAN

KESETIMBANGAN

Menurut Le Chatelier : “Jika terhadap suatu kesetimbangan dilakukan suatu tindakan,

maka reaksi akan bergeser untuk menghilangkan pengaruh tindakan tersebut”.

Tindakan yang dilakukan :

1. Perubahan konsentrasi

2. Perubahan suhu

3. Perubahan tekanan/volume

Perubahan konsentrasi

1. Jika konsentrasi zat di ruas kanan ditambah, reaksi bergeser ke arah kiri

2. Jika konsentrasi zat di ruas kiri ditambah, reaksi bergeser ke arah kanan

3. Jika konsentrasi zat di ruas kanan dikurangi, reaksi bergeser ke arah kanan

4. Jika konsentrasi zat di ruas kiri dikurangi, reaksi bergeser ke arah kiri

Perubahan suhu

1. Jika suhu dinaikkan, reaksi akan bergeser ke arah reaksi endoterm

2. Jika suhu diturunkan, reaksi bergeser ke arah reaksi eksoterm

Perubahan tekanan/volume

1. Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil), reaksi bergeser ke ruas dengan mol

gas yang lebih kecil

2. Jika tekanan diperkecil (volume diperbesar), reaksi bergeser ke ruas dengan mol

gas yang lebih besar

Pengaruh katalisator

1. Katalisator tidak akan mempengaruhi jumlah produk maupun jumlah pereaksi.

2. Katalisator berfungsi sebagai zat yang mempercepat tercapainya kesetimbangan

MENENTUKAN HUBUNGAN KUANTITATIF ANTARA PEREAKSI DAN HASIL

REAKSI DARI SUATU REAKSI KESETIMBANGAN

Hukum kesetimbangan (Gulberg-Wage) :

Hasil kali konsentrasi setimbang zat di ruas kanan dibagi dengan hasil kali konsentrasi

setimbang zat di ruas kiri, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya

mempunyai harga tetap pada suhu tetap

Tetapan Kesetimbangan

Tetapan kesetimbangan menyatakan banyak tidaknya produk kesetimbangan terbentuk

Bila K>1 produk banyak

Bila K<1 produk sedikit

Ada dua macan tetapan kesetimbangan :

1. Tetapan kesetimbangan terhadap konsentrasi (Kc)

2. Tetapan kesetimbangan terhadap tekanan (Kp) hanya untuk zat-zat yang

berwujud gas

Untuk reaksi mA + nB ⇄ pC + qD, tetapan kesetimbangannya adalah :

Satuan Kc

Karena satuan konsentrasi adalah M maka untuk reaksi mA + nB ⇄ pC + qD

Satuan Kc = M(p+q)-(m+n)

Kp=PC p

PDq

PAm P

Bn

Kc=[C ]p [D ]q

[ A ]m[B ]n