ELEKTROKIMIA Referensi : “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 / muatan setengah oksidasi Cu Cu2+ + 2e Reduksi = akseptor elektron = penurunan biloks / valensi / muatan Setengah reduksi Ag+ + e Ag Reaksi redoks = reaksi yang mengalihkan elektron Cu + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag

1. Membalanskan Persamaan Oksidasi-Reduksi

Tuliskan dua setengah reaksi yang belum dibalanskan, satu untuk spesies yang dioksidasi serta hasilnya dan satu spesies yang direduksi serta hasilnya CuS Cu2+ + SO42- 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 reaksi CuS + 4 H2O Cu2+ + SO42- NO3- NO + 2 H2O 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 lain CuS + 12 H2O Cu2+ + SO42- + 8 H3O+ NO3- + 4 H3O+ NO + 6 H2O

3 CuS + 36 H2O 3 Cu2+ + 3 SO42- + 24 H3O+ + 24 e- 5. Balanskan muatan dengan memasukkan e- (elektron) sebagai reaktan atau produk di setiap setengah reaksi CuS + 12 H2O Cu2+ + SO42- + 8 H3O+ + 6 e- NO3- + 4 H3O+ + 3 e- NO + 6 H2O 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 SO42- + 8 NO + 12 H2O

6 Ag + 3 HS- + 2 CrO42- + 5 H2O 3 Ag2S + 2 Cr(OH)3 + 7 OH- Ag + HS- + CrO42- Ag2S + Cr(OH)3 Ag + HS- Ag2S CrO42- Cr(OH)3 2 Ag + HS- Ag2S CrO42- Cr(OH)3 + H2O 4. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O CrO42- + 4 H2O Cr(OH)3 + 5 OH- 5. 2 Ag + HS- + OH- Ag2S + H2O + 2 e- CrO42- + 4 H2O + 3 e- Cr(OH)3 + 5 OH- 6. 6 Ag + 3 HS- + 3 OH- 3 Ag2S + 3H2O + 6 e- 2 CrO42- + 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 diketahui Karena 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 oksidasi Cu Cu2+ + 2 e- Katoda adalah tempat berlangsungnya reduksi 2 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 Konvensi menyebutkan anoda ditunjukkan di kiri dan katoda di kanan. Sel galvani ditunjukkan sebagai Cu|Cu2+||Ag+|Ag antarmuka 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 Elektrolisis Sel 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 Faraday Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui sel Jumlah 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 t dari 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 ∆V kerja 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 Sel Voltase 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 Sel Potensial 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 Sel Dua setengah sel dapat dikombinasikan untuk mendapatkan setengah sel yang lain. Reaksi 3 = reaksi 1 – reaksi 2 ∆G03 = ∆G01 - ∆G02 -nF V03 = -n1F V01 + n2F V02 V03 = n1V01 – n2V02 n

Diagram Potensial Reduksi dan Disproporsional Ringkasan setengah reaksi reduksi Cu2+ 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 nF Dikenal dengan persamaan Nerst ∆V = ∆V0 – 0.0592 V logQ n Persamaan nerst pada suhu 25oC, R 8.315

Pengukuran Tetapan Kesetimbangan Elektrokimia 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 K RT ln K = nF ∆V0 ln K = nF ∆V0 RT log K = n ∆V0 pada 25oC 0.0592 V

pH meter Tegangan 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 sel H2 (1 atm) + 2 H2O(l) 2 H3O+ (var) + 2 e- anoda 2 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 n dan 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

Ag|AgCl|Cl- + H3O+(1 M)|kaca|H3O+(variabel)||Cl-(sat)|Hg2Cl2(s) |Hg|Pt Keseluruhan selnya Ag|AgCl|Cl- + H3O+(1 M)|kaca|H3O+(variabel)||Cl-(sat)|Hg2Cl2(s) |Hg|Pt Setengah reaksi 2 Ag(s) + 2 Cl- (1 M) 2 AgCl + 2 e- anoda H3O+ (1 M) H3O+(var) H2Cl2(s) + 2 e- 2 Hg(l) + 2 Cl-(sat) katoda Persamaan 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 kaca Elektroda 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

AKI Aki digunakan untuk menyimpan energi Aki / sel terbagi dua yaitu sel primer dan sekunder Primer jika sel dibuang jika energi listriknya telah habis Sekunder jika sel dapat diisi ulang jika listriknya telah habis

Sel primer yang paling terkenal adalah sel Leclanche. Lihat gambar 12 Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- anoda 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 e- Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) katoda Zn(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- anoda 2 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- anoda HgO(s) + H2O(l) + 2 e- Hg(l) + 2 OH- (aq) katoda Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) + Hg(l) Sel ini mempunyai keluaran stabil sebesar 1.34 V

Aki yang dapat diisi ulang Aki 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 V anoda = kadmium, katoda = nikel oksida Aki penyimpan timbal asam sebesar 12 V terdiri atas 6 sel 2 V yang terhubung secara seri anoda terdiri dari logam timbal dan katoda merupakan timbal oksida

Sel Bahan Bakar Sel bahan bakar mengubah energi kimia menjadi energi listrik Sel bahan bakar dirancang kontinu, dengan reaktan (bahan bakar) yang disuplai dan produk diambil secara kontinu Sel bahan bakar didasarkan pada reaksi 2 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 Elektrokimia Hal 405 – 408 Nomor 1, 3, 5, 6, 15, 16, 23, 29, 35, 37, 39, 41, 47, 48, 49