ELEKTROKIMIA

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+ + SO42NO3NO
2. Masukkan koefisien untuk membuat
jumlah atom semua unsur kecuali oksigen
dan hidrogen sama di kedua sisi setiap
persamaan
1.
3. Balanskan oksigen dengan menambahkan H2O di
salah satu sisi dari setiap setengah reaksi
CuS + 4 H2O
Cu2+ + SO42NO3NO + 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 lain
CuS + 12 H2O
Cu2+ + SO42- + 8 H3O+
NO3- + 4 H3O+
NO + 6 H2O
5. Balanskan muatan dengan memasukkan e(elektron) sebagai reaktan atau produk di setiap
setengah reaksi
CuS + 12 H2O
Cu2+ + SO42- + 8 H3O+ + 6 eNO3- + 4 H3O+ + 3 eNO + 6 H2O
6.
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 e8 NO3- + 32 H3O+ + 24 e8 NO + 48 H2O
3 CuS + 8 NO3- + 8 H3O+
3 Cu2+ + 3 SO42- + 8 NO + 12 H2O
Ag + HS- + CrO42Ag2S + Cr(OH)3
1.
Ag + HSAg2S
CrO42Cr(OH)3
2.
2 Ag + HSAg2S
CrO42Cr(OH)3
3.
2 Ag + HSAg2S
CrO42Cr(OH)3 + H2O
4. 2 Ag + HS- + OHAg2S + H2O
CrO42- + 4 H2O
Cr(OH)3 + 5 OH5. 2 Ag + HS- + OHAg2S + H2O + 2 eCrO42- + 4 H2O + 3 eCr(OH)3 + 5 OH6. 6 Ag + 3 HS- + 3 OH3 Ag2S + 3H2O + 6 e2 CrO42- + 8 H2O + 6 e2 Cr(OH)3 + 10 OH6 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 eKatoda adalah tempat berlangsungnya
reduksi
2 Ag+ + 2 e2 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+|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 masingmasing 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
1.
2.
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)
Q
I= 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+ + eAg
 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
 0
n1V01 – n2V02
V3=
n

Diagram Potensial Reduksi dan
Disproporsional

Ringkasan setengah reaksi reduksi
0.158 V
0.522 V
2+
+
Cu
Cu
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
RT
0
∆V = ∆V – nF lnQ
 Dikenal dengan persamaan Nerst
0.0592 V
0
∆V = ∆V – n
logQ
 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
nF
0
ln K = RT ∆V
n
0
log K = 0.0592 V ∆V pada 25oC

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 eH2 (1atm) + 2 H2O(l) katoda


Maka n = 2 dan Q = [H3O+]2 dan tekanan gas =
1

Dari persamaan Nerst
0.0592 V
0
∆V = ∆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


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 e2 Hg(l) + 2 Cl-(sat) katoda

Persamaan Nerst
0.0592 V
∆V = ∆V(ref) –
log pH
1
∆V = ∆V(ref) + 0.0592 pH
∆V - ∆V(ref)
pH = 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 12.8
Zn(s)
Zn2+(aq) + 2 e-
2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2 eZn(s) + 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq)

anoda
Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) katoda
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 eanoda
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 eHg(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
