Pengertian dan Notasi Sel Elektrokimia. Dalam reaksi redoksterjadi
transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya
transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber
energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran
elektron. Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi
energi listrik dan ini digambarkan dalam sel volta atau sel galvani.
Sedangkan jika energi listrik dialirkan dalam larutan elektrolit, maka
akan terjadi reaksi redoks dan ini digambarkan dalam sel elektrolisis.
1. Sel Volta. Di Kelas
X, Anda sudah belajar merancang-bangun sel volta sederhana untuk
memahami bahwa dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang
menghasilkan energi listrik, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.4. Oleh
karena reaksi redoks dapat dipisahkan menjadi dua setengah reaksi, sel volta pun dapat dirancang menjadi dua tempat, yakni tempat untuk reaksi oksidasi dan tempat untuk reaksi reduksi.
Kedua tempat tersebut dihubungkan melalui rangkaian luar (aliran muatan
elektron) dan rangkaian dalam atau jembatan garam (aliran massa dari
ion-ion).
Gambar 2.4 Sel volta sederhana
Jika kedua rangkaian dihubungkan, akan terjadi reaksi redoks di antara kedua setengah sel itu (lihat Gambar 2.5).
Persamaan reaksi ionnya:
Persamaan reaksi ionnya:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Persamaan reaksi setengah selnya:
Pada elektrode Zn: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Pada elektrode Cu: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Pada elektrode Cu: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Gambar 2.5
Proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta. Logam Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn2+
dan melepaskan 2 elektron. Kedua elektron ini akan mengalir melewati
voltmeter menuju elektrode Cu. Kelebihan elektron pada elektrode Cu akan
diterima oleh ion Cu2+ yang disediakan oleh larutan Cu(NO3)2 sehingga terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu(s). Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan Zn(NO3)2 akan kelebihan ion Zn2+ (hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO4 akan kelebihan ion NO3– sebab ion pasangannya (Cu2+) berubah menjadi logam Cu yang terendapkan pada elektrode Cu. Kelebihan ion Zn2+ akan dinetralkan oleh ion NO3– dari jembatan garam, demikian juga kelebihan ion NO3– akan dinetralkan oleh ion Na+ dari jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks.
Dengan demikian, tanpa jembatan garam
reaksi berlangsung hanya sesaat sebab kelebihan ion-ion hasil reaksi
redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya reaksi berhenti seketika.
Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi (elektrode
Zn) dinamakan anode, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektrode Cu) dinamakan katode. Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.
Li →K→Ba→Ca→Na→Mg→Al→Nu→Zn→Cr→→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→(H)→Cu→Ag→Hg→Pt→Au |
Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret
Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu
mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu
mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al
terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H+(tidak
bereaksi dengan asam). Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam
dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
atau
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
atau
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Contoh Sel Elektrokimia 1
Manakah logam-logam berikut ini yang dapat bereaksi dengan larutan HCl untuk menghasilkan gas H2?
K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb
K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb
Jawab
Logam-logam yang tepat
bereaksi dengan asam adalah logam yang terletak di sebelah kiri H dalam
deret Volta yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb. Adapun logam-logam Ag, Hg,
dan Pt terletak di sebelah kanan H sehingga tidak bereaksi dengan asam.
Jadi, logam yang dapat bereaksi dengan HCl adalah K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.
Jadi, logam yang dapat bereaksi dengan HCl adalah K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.
Contoh Sel Elektrokimia 2
Manakah reaksi yang mungkin berlangsung dan tidak mungkin berlangsung?
a. Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
b. Zn(s) + Na2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + 2 Na(s)
c. 2 Na(s) + MgCl2(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(s)
d. Cu(s) + Ni(NO3)2(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ni(s)
Jawab
Berdasarkan urutan sifat reduktornya dalam deret Volta, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, sedangkan reaksi b dan d tidak akan berlangsung. Jadi, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, reaksi yang tidak mungkin berlangsung adalah b dan d.
2. Notasi Sel Elektrokimia
Misal Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
Reaksi oksidasi (anode)
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
Reaksi reduksi (katode)
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
dengan:
| = perbedaan fase
|| = jembatan garam
sebelah kiri || = reaksi oksidasi
sebelah kanan || = reaksi reduksi
Contoh Penulisan Reaksi dari Notasi Sel
Nyatakanlah diagram sel dari reaksi pada sel kombinasi berikut.
Jawab
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e. (oksidasi)
Br2(aq) + 2 e- → 2 Br(aq) (reduksi)
Diagram sel:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br.(aq)
Jadi, diagram sel untuk sel tersebut adalah Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br.(aq)
Contoh Penulisan Reaksi dari Notasi Sel
Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.
a. Ni(s) | Ni2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s)
b. Fe(s) | Fe2+(aq) || Au3+(aq) | Au(s)
Jawab
a. Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e–
a. Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e–
Katode (reduksi) : Ag+(aq) + e– → Ag(s)
b. Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–
Katode (reduksi) : Au3+(aq) + 3 e– → Au(s)
3. Potensial Elektrode dan GGL Sel
Dalam sel elektrokimia,
untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan
menggerakkan ion-ion di dalam larutan menuju elektrode diperlukan suatu
usaha. Usaha atau kerja yang diperlukan ini dinamakan aya erak istrik, disingkat GGL.
a. Makna GGL Sel
Kerja yang diperlukan untuk menggerakkan
muatan listrik (GGL) di dalam sel bergantung pada perbedaan potensial
di antara kedua elektrode. Beda potensial ini disebabkan adanya
perbedaan kereaktifan logam di antara kedua elektrode. Nilai GGL sel
merupakan gabungan dari potensial anode (potensial oksidasi) dan
potensial katode (potensial reduksi). Dalam bentuk persamaan ditulis
sebagai berikut.
GGL (Esel) = potensial reduksi + potensial oksidasi
Potensial reduksi adalah ukuran
kemampuan suatu oksidator (zat pengoksidasi = zat tereduksi) untuk
menangkap elektron dalam setengah reaksi reduksi. Potensial oksidasi
kebalikan dari potensial reduksi dalam reaksi sel elektrokimia yang
sama.
Potensial oksidasi = –Potensial reduksi
Tinjaulah setengah reaksi sel pada elektrode Zn dalam larutan ZnSO4.
Reaksi setengah selnya sebagai berikut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Jika –EZn adalah potensial elektrode untuk setengah reaksi oksidasi, +EZn adalah potensial untuk setengah sel reduksinya:
Potensial oksidasi: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– EZn = –EZn V
Potensial reduksi: Zn2+(aq) + 2e– →Zn(s) EZn = EZnV
Sel elektrokimia yang terdiri atas elektrode Zn dan Cu dengan reaksi setengah sel masing-masing:
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) ECu = ECuV
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) EZn = EZnV
Nilai GGL sel elektrokimia tersebut adalah
Esel = ECu + (–EZn) = ECu – EZn
Dengan demikian, nilai GGL sel sama
dengan perbedaan potensial kedua elektrode. Oleh karena reaksi reduksi
terjadi pada katode dan reaksi oksidasi terjadi pada anode maka nilai
GGL sel dapat dinyatakan sebagai perbedaan potensial berikut.
Esel = EReduksi – EOksidasi atau Esel = EKatode – EAnode
Nilai potensial elektrode tidak
bergantung pada jumlah zat yang terlibat dalam reaksi. Berapapun jumlah
mol zat yang direaksikan, nilai potensial selnya tetap. Contoh:
Cu2+(a ) + 2e– → Cu(s) ECu = ECu V
2Cu2+(a ) + 4e– → 2Cu(s) ECu = ECu V
b. Potensial Elektrode Standar (E )
Oleh karena potensial
oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka data
potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya,
melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data
potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang
dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan demikian,
semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial
reduksi standar. Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi
yang diukur pada keadaan standar, yaitu konsentrasi larutan M (sistem
larutan) atau tekanan atm (sel yang melibatkan gas) dan suhu o . Untuk
mengukur potensial reduksi standar tidak mungkin hanya setengah sel (sel
tunggal) sebab tidak terjadi reaksi redoks. Oleh sebab itu, perlu
dihubungkan dengan setengah sel oksidasi. Nilai GGL sel yang terukur
dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial sel yang dihubungkan
(bukan nilai mutlak). Berapakah nilai pasti dari potensial reduksi?
Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai
mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak diketahui secara pasti.
Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain
diubah-ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial
sel suatu elektrode tidak akan diketahui secara pasti, yang dapat
ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu elektrode. Oleh
karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan
potensial elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah
menetapkan elektrode standar sebagai rujukan adalah elektrode hidrogen,
seperti ditunjukkan pada Gambar 2.7.
Gambar 2.7 Elektrode hidrogen ditetapkan sebagai elektrode standar
Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H+ 1 M dengan tekanan gas H2 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar ini ditetapkan sama dengan nol volt atau Eo H+→ H2
= 0,00 V. Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan cara
dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar,
kemudian GGL selnya diukur. Oleh karena potensial elektrode hidrogen
pada keadaan standar ditetapkan sama dengan nol, potensial yang terukur
oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel pasangannya.
Contoh Menentukan Potensial Elektrode Standar
Hitunglah potensial elektrode Cu yang
dihubungkan dengan elektrode hidrogen pada keadaan standar jika
voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt.
Jawab:
Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi:
Katode: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Anode: H2(g) → 2H+(aq)
Nilai GGL sel:
E°sel = E°katode – E°anode
0,34 V =EoCu Eo H2
0,34 V =EoCu – 0,00 V → EoCu = 0,34 V
0,34 V =EoCu – 0,00 V → EoCu = 0,34 V
Jadi, potensial reduksi standar untuk
elektrode Cu adalah 0,34 volt. Berdasarkan Contoh diatas, potensial
elektrode yang lain untuk berbagai reaksi setengah sel dapat diukur,
hasilnya ditunjukkan pada Tabel 2.1.
Tabel 2.1 Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode
Tabel 2.1 Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode
Reaksi reduksi | E°sel |
Li+(aq) + e– ⇆ Li(s) | –3,04 |
Na+(aq) + e– ⇆ Na(s) | –2,71 |
Mg2+(aq) + 2e– ⇆ Mg(s) | –2,38 |
Al3+(aq) + 3e– ⇆ Al(s) | –1,66 |
2H2O(l) + 2e– ⇆ H2(g) + 2OH–(aq) | – 0,83 |
Zn2+(aq) + 2e– ⇆ Zn(s) | –0,76 |
Cr3+(aq) + 3e– ⇆ Cr(s) | – 0,74 |
Fe2+(aq) + 2e– ⇆ Fe(s) | – 0,41 |
Cd2+(aq) + 2e– ⇆ Cd(s) | – 0,40 |
Ni2+(aq) + 2e– ⇆ Ni(s) | –0,23 |
Sn2+(aq) + 2e– ⇆ Sn(s) | – 0,14 |
Pb2+(aq) + 2e– ⇆ Pb(s) | –0,13 |
Fe3+(aq) + 3e– ⇆ Fe(s) | – 0,04 |
2H+(aq) + 2e– ⇆ H2(s) | 0,00 |
Sn4+(aq) + 2e– ⇆ Sn2+(aq) | 0,15 |
Cu2+(aq) + e– ⇆ Cu+(aq) | 0,16 |
Cu2+(aq) + 2e– ⇆ Cu(s) | 0,34 |
Cu+(aq) + e– ⇆ Cu(s) | 0,52 |
I2(s) + 2e– ⇆ 2I– (aq) | 0,54 |
Fe3+(aq) + e– ⇆ Fe2+(aq) | 0,77 |
Ag+(aq) + e– ⇆ Ag(s) | 0,80 |
Hg2+(aq) + 2e– ⇆ Hg(l) | 0,85 |
2Hg+(aq) + 2e– ⇆ Hg2 (aq) | 0,90 |
Br2(l) + 2e– ⇆ 2Br–(aq) | 1,07 |
O2(g) + 4H+(aq) + 4e– ⇆ 2H2O(l) | 1,23 |
Cl2(g) + 2e– ⇆ 2Cl–(aq) | 1,36 |
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e– ⇆ 2H2O(l) | 1,78 |
S2O82– (aq) + 2e– ⇆ 2SO42–(aq) | 2,01 |
F2(g) + 2e– ⇆ 2F–(aq) | 2,87 |
c. Kekuatan Oksidator dan Reduktor
Data potensial reduksi standar pada Tabel 2.1 menunjukkan urutan kekuatan suatu zat sebagai oksidator (zat tereduksi).
Oksidator + ne– → Reduktor
Oksidator + ne– → Reduktor
Semakin positif nilai E°sel,
semakin kuat sifat oksidatornya. Sebaliknya, semakin negatif nilai
E°sel, semakin lemah sifat oksidatornya. Berdasarkan data potensial pada
Tabel 2.1, oksidator terkuat adalah gas fluorin (F2) dan oksidator paling lemah adalah ion Li+. Reduktor paling kuat adalah logam Li dan reduktor paling lemah adalah ion F–.
Reduktor → Oksidator + ne–
Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa
suatu reduktor paling kuat merupakan oksidator yang paling lemah.
Sebaliknya, suatu oksidator terkuat merupakan reduktor terlemah.
Contoh Menentukan Kekuatan Relatif at Pengoksidasi dan Pereduksi
Urutkan oksidator berikut menurut kekuatannya pada keadaan standar: Cl2(g), H2O2(aq), Fe3+(aq).
Jawab:
Jawab:
Perhatikanlah data potensial reduksi
pada Tabel 2.1. Dari atas ke bawah menunjukkan urutan bertambahnya
kekuatan oksidator (zat tereduksi).
Cl2(g) + 2e– → 2Cl– (aq) 1,36 V
H2O2(aq) + 2H+(aq)+ 2e– → 2H2O(l) 1,78 V
Fe3+(aq) + e– → Fe2+(aq) 0,77 V
H2O2(aq) + 2H+(aq)+ 2e– → 2H2O(l) 1,78 V
Fe3+(aq) + e– → Fe2+(aq) 0,77 V
Jadi, kekuatan oksidator dari ketiga spesi itu adalah: H2O2(aq) Cl2(g) Fe3+(aq).
Berdasarkan pengetahuan kekuatan
oksidator dan reduktor, Anda dapat menggunakan Tabel 2.1 untuk
memperkirakan arah reaksi reduksioksidasi dalam suatu sel elektrokimia.
Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung secara
spontan jika oksidatornya (zat tereduksi) memiliki potensial reduksi
standar lebih besar atau GGL sel berharga positif.
Contoh Menentukan Arah Reaksi dari Potensial Elektrode Standar
Sel elektrokimia dibangun dari reaksi berikut.
Sn(s) Sn2+(aq) Zn2+(aq) Zn(s)
Apakah reaksi akan terjadi spontan menurut arah yang ditunjukkan oleh persamaan reaksi tersebut?
Jawab:
Pada reaksi tersebut, Sn sebagai reduktor (teroksidasi) dan Zn2+ sebagai oksidator (tereduksi). Potensial reduksi standar untuk masing-masing setengah sel adalah
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) E° = –0,76 V
Sn2+(aq) + 2e– → Sn(aq) E° = –0,14 V
Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika zat yang berperan sebagai oksidator lebih kuat.
Berdasarkan nilai E°, Zn2+ merupakan oksidator lebih kuat dibandingkan dengan Sn2+. Oleh karena itu, reaksi akan spontan ke arah sebagaimana yang dituliskan pada persamaan reaksi.
Zn(s) + Sn2+(aq) → Zn2+(aq) + Sn(aq)
Reaksi ke arah sebaliknya tidak akan terjadi sebab potensial sel berharga negatif.
d. Penentuan GGL Sel. Nilai
GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan tabel potensial
elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung
spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau
GGL sel berharga positif.
Esel = (Ekatode – Eanode) 0
Sel elektrokimia yang dibangun dari elektrode Zn dan Cu memiliki setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode berikut.
Zn2+(aq)+ 2e– → Zn(s) E°= –0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) E°= +0,34 V
Untuk memperoleh setengah reaksi oksidasi, salah satu dari reaksi tersebut dibalikkan.
Pembalikan setengah reaksi yang tepat
adalah reaksi reduksi yang potensial setengah selnya lebih kecil. Pada
reaksi tersebut yang dibalik adalah reaksi reduksi Zn2+ sebab akan menghasilkan nilai GGL sel positif. Pembalikan reaksi reduksi Zn2+ menjadi reaksi oksidasi akan mengubah tanda potensial selnya.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– E° = +0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) E° = +0,34 V
Penggabungan kedua setengah reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks dengan nilai GGL sel positif.
Zn(s) → Zn2+(aq)+ 2e– E° = +0,76 V
Cu2+(aq) + 2e– →Cu(s) E° = +0,34 V
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°sel = +1,10 V
Nilai GGL sel sama dengan potensial
standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi).
Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.
E°sel = E°katode – E°anode
E°sel = E°Cu – E°Zn = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V
Contoh Menghitung GGL Sel dari Data Potensial Reduksi Standar
Hitunglah nilai GGL sel dari notasi sel berikut.
Al(s) Al3+(aq) Fe2+(aq) Fe(s)
Jawab:
Setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode standar masing-masing adalah:
Al3+(aq) + 3e– →Al(s) E° = –1,66 V
Fe2+(aq) + 2e– →Fe(s) E° = –0,41 V
Agar reaksi berlangsung spontan, Al
dijadikan anode atau reaksi oksidasi. Oleh karena itu, setengah-reaksi
Al dan potensial selnya dibalikkan:
Al(s) →Al3+(aq) + 3e– E° = +1,66 V
Fe2+(aq) + 2e– →Fe(s) E° = –0,41 V
Dengan menyetarakan terlebih dahulu
elektron yang ditransfer, kemudian kedua reaksi setengah sel digabungkan
sehingga nilai GGL sel akan diperoleh:
2Al(s) →2Al3+(aq) + 6e– E° = +1,66 V
3Fe2+(aq) + 6e– →3Fe(s) E° = –0,41 V
2Al(s) + 3Fe2+(aq) → 2Al3+(aq) + 3Fe(s) E° = 1,25 V
1 komentar:
good.. i like yourblog..
I will wait the next yourblog
Dear readers, after reading the Content please ask for advice and to provide constructive feedback Please Write Relevant Comment with Polite Language.Your comments inspired me to continue blogging. Your opinion much more valuable to me. Thank you.