kesetimbangan dalam sel elektrokimia

advertisement
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
1dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
BAB VIII
KESETIMBANGAN DALAM SEL ELEKTROKIMIA
Setelah mempelajari bab ini, diharapkan mahasiswa dapat:
1. memahami dan menjelaskan konsep potensial kimia
2. menjelaskan diagram sel kimia
3. memahami persamaan Nernst
4. menjelaskan potensial elektroda
5. menghitung konstanta kesetimbangan dari potensial sel
6. memahami pengukuran potensial sel
7. menentukan aktivitas dan koefisien aktivitas potensial sel
A. Pendahuluan
Sel elektrokimia adalah suatu alat yang dapat memproduksi kerja listrik ke
lingkungan. Contoh, sel kering komersial adalah silinder bersegel dengan dua
kuningan ysng dihubungkan dengan terminal yang menonjol darinya. Salah satu
terminal ditandai dengan tanda positif(plus), sedang yang lain dengan tanda
negatif (minus). Jika dua terminal dihubungkan ke suatu motor kecil, elektron
mengalir melalui motor dari kutub negatif ke kutub positif dari sel. Dihasilkan
kerja ke lingkungan dan reaksi kimia, reaksi sel, berlangsung di dalam sel.
Dengan persamaan (10.14), kerja listrik yang dihasilkan, W el, lebih kecil atau
sama dengan penurunan energi Gibbs dari reaksi sel, -G.
W
G
el 
(8.1)
Sebelum melanjutkan pembahasan remodinamik kita berhenti sejenak untuk
melihat beberapa hal mendasar tentang elektrostatik.
B. Definisi
Potensial listrik suatu titik di dalam ruang didefinisikan sebagai kerja yang
dibutuhkan untuk membawa satu satua muatan positif dari takterhingga, yang
disitu potensial listriknya nol, ke titik yang dimaksud tadi. Jadi jika  adalah
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
2dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
potensial listrik di titik itu dan W adalah kerja yang diperlukan untuk membawa
muatan Q dari takterhingga ke titik itu, maka
=
W
Q
(8.2)
Dengan cara yang sama, jika 1 dan 2 adalah potensial listrik dari dua titik dalam
ruang, dan W 1 dan W 2 adalah kuantitas yang berhubungan dengan kerja yang
dibutuhkan untuk membawa muatan Q ke titik titik ini, maka
W1 + W 12 = W 2
(8.3)
dengan W 12 adalah kerja untuk membawa Q dari titik 1 ke titik 2. Hubungan ini
ada karena medan listrik adalah kekal. Sehingga kerja dengan kuantitas yang
sama harus dikeluarkan untuk membawa Q ke titik 2, apakah dibawa secara
langsung, W 2, atau pertama dibawa dulu ke titik 1 kemudian ke titik 2, W 1 + W 12,
Oleh karena itu W 12 = W 2 – W 1, dan dari persamaan (8.2),
2 - 1=
W
12
Q
(8.4)
Perbedaan potensial listrik antara dua titik adalah kerja yang dikeluarkan untuk
membawa satu satuan muatan positif dari titik 1 ke titik 2.
Untuk pemindahan sejumlah muatan tertentu, kita peroleh elemen kerja
yang dikeluarkan pada sistem.
W12 = -dW el =  dQ,
dengan  adalah beda potensial 2 - 1, dan dW el adalah kerja yang dihasilkan.
C. Potensial kimia Spesi Bermuatan
Kecenderungan melepas dari partikel bermuatan, suatu ion atau elektron,
dalam suatu fase bergantung pada potensial listrik pada fase tersebut. Jelasnya,
jika kita menanamkan suatu potensial listrik negatif yang besar pada sebatang
logam, kecenderungan melepas dari partikel negatif akan bertambah. Untuk
menemukan hubungan antara potensial listrik dan kecenderungan melepas,
potensial kimia, kita perhatikan sistem dari dua bola M dan M’ dari logam yang
sama. Misalnya potensial listrik mereka adalah  dan ’. Jika kita memindahkan
sejumlah elektron yang membawa muatan, dQ, dari M ke M’, kerja yang
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
3dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
dikeluarkan pada sistem dinyatakan oleh pers.(8.4): -dW el = (’ - ) dQ. Kerja
yang dihasilkan adalah dW el. Jika pemindahan dikerjakan secara reversibel,
maka dengan persamaan (10.13), kerja yang dihasilkan sama dengan penurunan
energi Gibbs sistem; dWel = - dG, sehingga
dG = ( ’- ) dQ.
Tetapi, dalam bentuk potensial kimia elektron, e, jika dn mol elektron
dipindahkan, kita peroleh
dG = e’ – dn - e - dn
dn mol elektron membawa muatan negatif dQ = - F dn, dengan F adalah muatan
per mol elektron, F = 96.484,56 C/mol. Mengkombinasikan dua pers ini
menghasilkan, setelah pembagian oleh dn,
 e'   e  F ( '   )


yang setelah penataan ulang akan menjadi
 e   e'  F '  F


Misalnya e- adalah potensial kimia elektron dalam M jika  adalah nol; maka e= e-‘+ F’. Kurangkan persamaan ini dari persamaan sebelumnya, kita peroleh
e-= e- - F
(8.6)
Persamaan (8.6) adalah hubungan antara kecenderungan elektron
melepas , e- dalam fase dan potensial listrik dari fase . Kecenderungan
melepas adalah fungsi linear dari . Ingat bahwa persamaan (8.6) menunjukkan
bahwa jika  negatif ,e- lebih besar daripada jika  positif.
Dengan alasan yang sama, itu dapat ditunjukkan bahwa untuk tiap spesi
bermuatan dalam fase
i = i + zi F
(8.7)
dengan zi adalah muatan pada spesi. Untuk elektron, ze- = -1, sehingga
persamaan (8.7) akan tereduksi menjadi persamaan (8.6). Persamaan (8.7)
membagi potensial kimia i spesi bermuatan menjadi dua suku. Suku pertama, i
adalah kontribusi kimia terhadap kecenderungan melepas. Kontribusi kimia
dihasilkan oleh lingkungan kimia yang di dalamnya terdapat spesi bermuatan,
dan besarnya sama dalam dua fase yang berkomposisi kimia sama karena
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
4dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
hanya merupakan fungsi T,p dan komposisi saja. Suku kedua, ziF adalah
kontribusi elektrik terhadap kecenderungan melepas; ia bergantung pada kondisi
elektrik dari yang dimanifestasikan dalam nilai . Karena menguntungkan untuk
membagi potensial kimia menjadi dua kontribusi ini , i, potensial elektrokimia,
telah diajukan untuk menetapkan i sebagai potensial kimia biasa.
Aturan untuk potensial kimia spesi bermuatan
Ion Ion dalam larutan berair
Untuk ion ion dalam larutan berair kita nyatakan  = 0 dalam larutan; sehingga 
=  dan kita dapat memakai i yang biasa untuk ion ion ini.Penetapan ini
dibenarkan oleh fakta bahwa nilai  dalam larutan elektrolit akan keluar dari
perhitungan ; kita tidak punya jalan untuk menentukan nilainya, dan dengan
demikian akan lebih baik dinolkan dan memudahkan kita dalam mengerjakan
aljabarnya.
Elektron dalam logam
Di dalam bagian logam dari sistem kita kita tidak dapat mengabaikan potensial
elektrik, karena kita sering menbandingkan potensial listrik dari dua kawat yang
berbeda yang berkomposisi sama (dua ujung sel). Demikian juga, pada sebatang
logam jelas bahwa pembagian potensial kimia ke dalam ‘bagian kimia’ dan
‘bagian elektrik’ adalah sembarang, hanya dibenarkan oleh keadaan mana yang
lebih menguntungkan. Karena ‘bagian’ kimia dari kecenderungan melepas timbul
dari interaksi pada partikel bermuatan listrik yang menyusun tiap materi, tidak
ada cara untuk menentukan dalam suatu materi tertentu, mana yang merupakan
bagian’kimia’ berakhir dan bagian’listrik’ muai.
Untuk membuat sembarang pembagian i seenak mungkin, kita
menetapkan bagian ‘kimia’ dari e- nilai uang paling menguntungkan, nol, dalam
tiap logam. Sehingga dalam tiap logam, terdapat aturan,
e- = 0
(8.8)
Kemudian, untuk elektron dalam tiap logam, persamaan (8.6) menjadi
e- = -F
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
(8.9)
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
5dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Ion ion dalam logam murni
Definisi sembarang pada persamaan (8.9) menyederhanakan bentuk
potensial kimia ion logam dalam logam. Di dalam setiap logam terdapat
kesetimbangan antara atom atom logam M, ion ion logam Mz+, dan elektron;
M

Mz+
+
ze-
Kondisi kesetimbangan adalah
M = Mz+ + zeDengan mengunakan persamaan (8.7) untuk Mz+ dan persamaan (8.9)
untuk e-,kita peroleh
M = Mz+ + zF-zF, atau M = Mz+ . Untuk logam murni
pada 1 atm dan 25oC, kita memiliki oM = oMz+; denga aturan kita sebelumnya
maka o = 0 untuk unsur unsur pada kondisi ini, kita peroleh
oMz+ = 0
(8.10)
Bagian ‘kimia’ dari kecenderungan melepas pada ion logam adalah nol dalam
logam murni pada kondisi standar; kemudian menggunakan persamaan (8.7),
Mz+ =zF
(8.11)
Persamaan (8.9) dan (8.11) adalah nilai nilai konvensional dari potensial kimia
elektron dan ion ion logam dalam setiap logam murni.
Elektroda Hidrogen Standar
Sebatang platina dikontakkan dengan gas Hidrogen pada fugasitas satu dalam
larutan asam yang didalamnya ion Hidrogen memiliki aktifitas satu disebut
Elektroda Hidrogen Standart. Potensial listrik dari EHS ditetapkan dengan nilai
nol.
oH+,H2 = EHS = 0
(8.12)
Sebagaimana akan kita tunjukkan nanti, pilihan ini mengimplikasikan bahwa
energi Gibbs standart untuk ion hidrogen dalam larutan air adalah nol.
oH+ = 0
(8.13)
Ini memberi kita acuan nilai yang dengannya kita dapat mengukur energi Gibbs
ion ion lain dalam larutan.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
6dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
RINGKASAN ATURAN KEADAAN STANDART (T= 298,15 K; P = 1 atm)
Unsur unsur dalam kesatuan keadaan stabilnya:
ounsur = 0
Keadaan standart
Partikel partikel bermuatan:
i =i
Bentuk umum
+zi F
(8.7)
a) on ion dalam larutan berair
keadaan
aq=0
oH+=0
standart
(8.13)
i =i =io + RT ln ai
Bentuk umum
b) Elektron dalam tiap logam
keadaan
standart
e-(SHE)
=
0
SHE
atau
=
0
(8.12)
bentuk
e-
umum
=
-F
(8.9)
c). Ion ion dalam logam murni
keadaan
standart
oMz+
=
0
(8.10)
bentuk umum
Mz+ = zF
(8.11)
D. Diagram Sel
Sel elektrokimia digambarkan oleh suatu diagram yang menunjukkan
bentuk teroksidasi dan bentuk tereduksi dari suatu zat elektroaktif, seperti halnya
spesi lain yang mungkin saja terlibat dalam suatu reaksi elektroda. Elektroda
logam (atau sekelompok logam logam inert) ditempatkan di ujung diagram; zat
yang tak larut dan/ ataugas ditempatkan di sebelah dalam berdekatan dengan
logam, dan spesi yang larut ditempatkan di dekat tengah diagram. Dalam
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
7dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
diagram yang komplit keadaan penggabungan dari semua zat dituliskan dan
konsentrasi atau aktifitas dari bahan yang larut diberikan. Dalam diagram yang
disingkat beberapa atau semua informasi ini diabaikan jika tidak diperlukan dan
jika tidak ada salah pengertian. Batasan fase ditunjukkan oleh garis vertikal
penuh; garis vertikal putus putus tunggal menunjukkan lompatan antara dua fase
cairan yang larut; garis vertikal putus putus dobel menunjukkan lompatan antara
dua fase cairan yang larut yang di situ lompatan potensialnya telah dihilangkan.
(Suatu jembatan garam, seperti agar yang dijenuhkan dengan KCl, sering dipakai
antara dua larutan untuk memisahkan lompatan potensial). Koma memisahkan
spesi larut yang berbeda yang fasenya sama. Contoh berikut ini menggambarkan
konvensi konvensi ini.
Lengkap
Pt1(s)Zn(s)Zn2+(aZn2+=0,35)Cu2+(aCu2+=0,49)Cu(s)PtII(s)
Singkat
ZnZn2+Cu2+Cu
Lengkap
PtH2(g,p=0,8)H2SO4(aq,a=0,42)Hg2SO4(s)Hg(l)
Singkat
PtH2H2SO4(aq)Hg2SO4(s)Hg
Lengkap
Ag(s)AgCl(s)FeCl2(m =0,540),FeCl3(m =0,221)Pt
Singkat
AgAgCl(s)FeCl2(aq),FeCl3(aq)Pt
E. Sel Daniel
Perhatikan sel elktrokimia, sel daniel, tampak pada Gambar 8.1. Ia terdiri
atas dua sistem elektroda –dua setengah sel-dipisahkan oleh jembatan garam,
yang mencegah dua larutan tersebut dari pencampuran tetapi membiarkan arus
mengalir antara dua kompartemen. Tiap setengah sel terdiri dari logam, seng
atau tembaga, dibenamkam dalam larutan garam logam yang sangat larut seperti
ZnSO4 atau CuSO4. Elektrodanya dihubungkan ke bagian luar oleh dua platina
hitam. Diagram selnya adalah
PtI(s)Zn(s)Zn2+(aq)Cu2+(aq)Cu(s)PtII(s)
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
8dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Asumsikan bahwa tombol di rangkaian luar dibuka dan oleh karenanya
terbentuk kesetimbangan lokal elektrokimia pada batas fase dan di dalam fase
bagian dalam. Pada antarmuka PtIZn dan CuPtII terbentuk kesetimbangan
oleh lintasan elektron elektron bebas yang melalui antarmuka tersebut. Kondisi
kesetimbangan pada antarmuka ini adalah
e-(PtI) = e- (Zn) dan e- (Cu) = e- (PtII)
(8.14)
Dengan menggunakan persamaan (8.9), kita peroleh
I = Zn ,
Cu = II
(8.15)
dengan I dan II adalah potensial dua batang platinum dan Zn adalah potensial
elektroda seng yang kontak dengan larutan yang mengandung ion seng.
Perbedaan potensial listrik dari sel (potensial sel) didefinisikan oleh
 = kanan - kiri
(8.16)
Untuk kasus ini, potensial sel adalah
 = II - I = Cu - Zn
(8.17)
Perbedaan II - I dapat diukur karena itu adalah beda potensial antara dua fase
yang memiliki komposisi kimia yang sama (keduanya platina).
Gambar 8.1 Sel Daniel
Anggaplah kita menghubungkan dua kawat platina melalui suatu ammeter
ke suatu motor kecil; kita amati bahwa (1) sejumlah seng larut, (2) sejumlah
tembaga mengendap pada elektroda tembaga, (3) elektron mengalir di rangkaian
luar dari elektroda Zn ke elektroda Cu, dan (4) motor bergerak. Perubahan dalam
sel dapat dirangkum sebagai berikut:
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
9dari 49
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- (Zn);
Pada elektroda sebelah kiri
2e- (Zn)  2e- (Cu);
Pada rangkaian luar
Pada elektroda kanan
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Cu2+ (aq) + 2e-(Cu)  Cu(s).
Transformasi keseluruhan adalah jumlah dari perubahan perubahan ini:
Zn(s) + Cu2+ (aq)  Zn2+ (aq) + Cu(s).
Reaksi kimia ini adalah reaksi sel ; G untuk reaksi ini adalah
G = Go + RT ln
a Zn 2 
(8.18)
a Cu 2 
Kerja yang dihasilkan oleh sistem untuk menggerakkan elektron dari elektroda
seng ke elktroda tembaga adalah –W el, yaitu
-W el = Q(II - I) = -2F
Di sini persamaan (8.17) telah dipakai untuk II - I. Kerja yang dihasilkan adalah
Wel = 2F
(8.19)
Menggunakan nilai ini dalam persamaan (8.1) untuk W el akan menjadi
2F  - G
(8.20)
dengan G adalah perubahan energi Gibbs untuk reaksi sel.
Jika transformasi dilakukan secara reversibel, kerja yang dihasilkan
setara dengan penurunan energi Gibbs; W el = -G. Kemudia kita mempunyai,
2F = - G,
(8.21)
yang dengan memandang persamaan (8.18) menjadi
2F = -Go - RT ln
a Zn 2 
a Cu 2 
Jika kedua elektroda ada dalam keadaan standart, aZn2+ = 1 dan aCu2+ = 1,
potensial sel adalah potensial sel standart, o. Sehingga, setelah kita membagi
dengan 2F, persamaan menjadi

= o -
RT a Zn 2 
ln
2 F aCu 2 
(8.22)
yang dengan persamaanNernst untuk sel. Persamaan ini menghubungkan
potensial sel ke nilai standar dan perbandingan aktifitas zat yang tepat dalam
reaksi sel.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
F.
No. Revisi
02
Hal
10dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Energi Gibbs dan Potensial Sel
Hasil yang diperoleh untuk sel Daniel dalam persamaan (8.20) adalah
umum. Jika reaksi sel seperti tertulis melibatkan n elektron daripada dua
elektron, hubungannya adalah,
nF  - G
(8.23)
Persamaan (8.23) adalah relasi mendasar antara potensial sel dan perubahan
energi Gibbs yang mengikuti reaksi sel.
Pengamatan menunjukkan bahwa nilai  bergantung pada arus yang
dialirkan pada rangkaian luar. Nilai pembatas  yang diukur pada saat 
mendekati nol disebut ‘gaya gerak listrik’ (electromotive force) dari sel atau
potensial sel reversibel, rev.
lim    rev
l 0
kemudian persamaan (8.23) menjadi
nFrev = - G
(8.24)
Kita lihat bahwa emf sel berbanding langsung terhadap (-G/n),
pengurangan energi Gibbs pada reaksi sel per elektron yang ditransfer. Jadi Emf
sel adalah sifat intensif sistem, ia tidak bergantung pada ukuran sel atau
koefisien yang dipilih untuk menyeimbangkan persamaan kimia pada reaksi sel.
Untuk menghindari notasi yang tidak praktis kita akan menghilangkan
subskrip rev pada potensial sel; kita mengerjakannya dengan pemahaman
bahwa persamaan termodinamik (seperti berbeda dari pertidaksamaan) hanya
berlaku untuk potensial sel reversibel (emf sel).
Spontanitas reaksi dapat dinilai dengan potensial sel yang bersesuaian.
Melalui persamaan (8.24) diikuti bahwa jika G negatif,  positif. Jadi kita punya
kriteria:
G
Dibuat oleh :

Reaksi sell
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
11dari 49
-
+
Spontan
+
-
Tidak spontan
0
0
Kesetimbangan
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
G. Persamaan Nernst
Untuk setiap reaksi kimia energi Gibbs reaksinya adalah
G = Go + RT ln Q
(8.25)
dengan Q adalah hasilbagi dari aktifitas. Mengkombinasikan ini dengan
persamaan (8.24), kita peroleh
-nF = Go + RT ln Q
Potensial standart sel didefinisikan oleh
-nF = Go
(8.26)
Memasukkan nilai Go ini dan membagi dengan –nF, kita peroleh
 o 
(8.27a)
2,303RT
log 10 Q ;
nF
8.27b)
0,05916V
log 10 Q pada suhu 25o
n
(8.27c)
 o 
 o 
RT
ln Q ;
nF
Persamaan (8.27) adalah bentuk lain dari persamaan Nernst untuk sel.
Persamaan Nernst menghubungkan potensial sel ke nilai standart,o,dan aktifitas
spesies ambil bagian dalam reaksi sel.Dengan mengetahui nilai o dan aktifitas,
kita dapat menghitung potensial sel.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
12dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
H. Elektroda Hidrogen
Definisi potensial sel memerlukan bahwa kita menandai satu elektroda
sebagai sebelah kanan dan yang lain adalah elektroda kiri. Potensial sel
didefinisikan sebagai dalam persamaan (8.16) yaitu
 = kanan - kiri
Biasanya, tetapi tidak harus, menempatkan elektroda yang lebih positif di
sebelah kanan. Seperti kita tetapkan, potensial sel ini selalu dapat diukur sebagai
perbedaan dalam potensial antara dua kawat. (misalnya Pt) yang memiliki
komposisi yang sama. Pengukuran juga menetapkan mana elektroda yang positif
relatif terhadap yang lain; dalam contoh kita, tembaga adalah positif relatif
terhadap seng. Ini tidak berarti merupakan nilai potensial mutlak suatu elektroda
terhadap yang lain.Sangat berguna untuk menetapkan sembarang nilai potensial
nol untuk suatu elektroda; kita menetapkan nilai nol untuk potensial elektroda
hidrogen dalam keadaan standart.
Elektroda hidrogen diilustrasikan dalam gambar 8.2. Gas Hidrogen murni
dilewatkan elektroda platinum yang kontak dengan larutan asaqm. Pada
permukaan elektroda kesetimbangannya adalah
H+ (aq) + e-(Pt)  ½ H2(g)
Ditetapkan. Kondisi kesetimbangan adalah yang biasa
 H+ (aq) +  e-(Pt) = ½ H2(g)
Menggunakan persamaan (8.9)untuk e-(Pt) dan bentuk yang biasa dari H+(aq) dan
2(gas) kita peroleh
o H+ + RT ln aH+ - FH+/H2 = ½ o H2 + ½ RT ln f,
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
13dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Gambar 8.2 Elektroda Hidrogen
Dengan f adalah fugasitas H2 dan aH+ adalah aktifitas ion hidrogen dalam larutan
berair. Jadi
H


/ H2
 Ho  12  Ho

1
2
F
RT
f2

ln
F
aH 
(8.28)
Jika fugasitas gas adalah satu, dan aktifitas H+ dalam larutan adalah satu,
elektroda ada dalam keadaan standart, dan potensialnya adalah potensial
standart, oH+/H2. Misalkan f = 1dan aH+ = 1 dalam persamaan (8.28) kita peroleh

karena o
H2
o
H  / H2

 Ho  12  Ho

2
F
= 0, kurangkan persamaan

 Ho

(8.30)
F
(8.29) dari persamaan
(8.28)
menghasilkan
1
H
yang
merupakan

/H

persamaan
o
H  / H2
RT
f 2

ln
F
aH 
Nernst
untuk
(8.30)
elektroda
hidrogen;
itu
menghubungkan potensial elektroda ke aH+ dan f. Sekarang elektron dalam
platina pada elektroda hidrogen standart adalah dalam keadaan standart
tertentu. Kita pilih keadaan standart pada energi Gibbs nol untuk elektron
keadaan ini dalam SHE. Karena, dengan persamaan (8.9), e- = - F kita peroleh
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
14dari 49
e-(SHE) = 0 dan H+/H2 = 0
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
(8.31)
Energi Gibbs elektron dalam setiap logam diukur relatif terhadap elektroda
hidrogen standart. Penempatan dalam persamaan (8.31) menghasilkan energi
Gibbs nol konvensional untuk
ion ion
dalam
larutan berair. Dengan
menggunakan persamaan (8.31) dalam persamaan (8.29), kita peroleh
o H+ = 0
(8.32)
Energi Gibbs standard untuk ion ion lain dalam larutan berair diukur relatif
terhadap ion H+, yang memiliki energi Gibbs standart sama dengan nol.
Persamaan Nernst, persamaan (8.30), untuk elektrode hidrogen menjadi
1
H

/ H2

RT
f 2
ln
F
aH 
(8.33)
Ingat bahwa argumen pada logaritma adalah hasil bagi untuk fugasitas dan
aktifitas untuk reaksi elektroda jika adanya elektron diabaikan dalam penyusunan
hasilbagi. Dari persamaan (8.33) kita dapat menghitung potensial, relatif
terhadap SHE, dari elektroda hidrogen yang disitu f H2 dan aH+ memiliki nilai
sembarang.
I.
Potensial Elektroda
Dengan telah ditetapkannya elektroda hidrogen sebagai potensial nol,
berikutnya kita membandingkan potensial dari semua sistem elektroda lain
terhadap elektroda hidrogen standart. Sebagai contoh, poptensial sel
PtIH2(g, f = 1)H+(aH+ = 1)Cu2+(aCu2+)CuPtII
Dirancang oleh Cu2+/Cu :
Cu2+/Cu = II - I = Cu - (SHE) = Cu
(8.34)
ingat bahwa Cu2+/Cu adalah sama dengan potensial elektroda tembaga
konvensional,Cu. Reaksi sel adalah.
H2(f = 1) + Cu2+(aCu2+)  2H+ (aH+ = 1) + Cu
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
(8.35)
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
15dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Kesetimbangan pada SHE adalah
H2(f = 1)  2H+ (aH+ = 1) + 2e-(SHE)
(8.36)
Semua spesi dalam reaksi ini memiliki energi Gibbs nol dengan penetapan
konvensional kita . Jika mengurangkan kesetimbangan dalam persamaan (8.36)
dari persamaan (8.35), kita peroleh
Cu2+(aCu2+) + 2e-(SHE)  Cu,
(8.37)
Yang adalah cara singkat sederhana untuk menuliskan persamaan (8.35).
Persamaan (8.37) disebut reaksi setengah sel. Karena potensial dari sel ini
bergantung hanya kepada energi Gibbs konvensional tembaga dan ion tembaga,
itu dinamakan potensial setengah sel, atau potensial elektroda dari elektroda
Cu2+Cu.
Potensial setengah sel ini dihubungkan ke perubahan energi Gibbs dalam
reaksi (8.37) oleh
2F = -G ;
dengan mengingat bahwa untuk elektron dalam SHE energi Gibbs adalah nol.
Dengan memakai pers (8.37), persamaan Nernst untuk elektron menjadi
 Cu
2
/ Cu
o
  Cu

2
/ Cu
RT
1
ln
2 F aCu 2 
(8.38)
Dengan mengukur potensial sel pada berbagai konsentrasi Cu+, kita
dapat menentukan oCu2+/Cu = oCu2+/Cu. Potensial standart ini ditabulasikan
sepanjang denganpotensial standart setengah sel yang lain dalam Tabel 8.1.
Tabel potensial setengah sel senacam ini, atau potensial elektroda, adalah sama
dengan tabel energi Gibbs standart yang darinya kita dapat menghitung nilai nilai
konstanta kesetimbangan untuk reaksi kimia dalam larutan. Ingat bahwa
potensial standart adalah potensial elektroda jika semua spesi reaktif ada dalam
aktifitas satu, a = 1.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
16dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Situasi ini dapat dirangkum sebagai berikut: jika reaksi setengah sel
ditulis dengan elektron dalam SHE pada sisi reaktan, setiap sistem elektroda
dapat direpresentasikan sebagai
Spesies teroksidasi + ne-SHE  spesies tereduksi
Tabel 8.1 Potensial elektode standar pada suhu 25oC
Reaksi elektrode
o/V
K+ + e-  K
-2,925
Na+ + e-  Na
-2,714
H2 + 2e-  2H-
-2,25
Al3+ 3e-  Al
-1,66
Zn(CN)42- + 2e--  Zn + 4CN-
-1,26
ZnO22- + 2H2O + 2e--  Zn + 4OH-
-1,216
Zn(NH3)42+ + 2e-  Zn + 4NH3
-1,03
Sn(OH)62- + 2e--  HsnO2- + H2O + 3OH-
-0,90
Fe(OH)2 + 2e-  Fe + 2OH-
-0,877
2H2O + 2e-  H2 + 2OH-
-0,828
Fe(OH)3 + 3e-  Fe + 3OH-
-0,77
Zn2+ + 2e-  Zn
-0,763
Ag2S + 2e-  2Ag + S2-
-0,69
Fe2+ + 2e-  Fe
-0,440
Bi2O3 + 3H2O + 6e-  2Bi + 6OH-
-0,44
PbSO4 + 2e-  Pb + SO42-
-0,356
Ag(CN)2- + e-  Ag + 2CN-
-0,31
Ni2+ +2e-  Ni
-0,250
AgI + e-  Ag + I-
-0,151
Sn2+ + 2e-  Sn
-0,136
Pb2+ +2e-  Pb
-0,126
Cu(NH3)42+ + 2e-  Cu + 4NH3
-0,12
Fe3+ + 3e-  Fe
-0,036
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
17dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
2H+ + 2e-  H2
0,000
AgBr + e-  Ag + Br-
+0,095
HgO(r) + H2O + 2e-  Hg + 2 OH-
+0,098
Sn4+ + 2e-  Sn2+
+0,15
AgCl + e-  Ag + Cl-
+0,222
Hg2Cl2 + 2e-  2Hg + 2Cl-
+0,2676
Cu2+ + 2e-  Cu
+0,337
Ag(NH3)2+ + e-  Ag + 2NH3
+0,373
Hg2SO4 + 2e-  2Hg + SO42-
+0,6151
Fe3+ + e-  Fe2+
+0,771
Ag+ + e-  Ag
+0,7991
O2 + 4H+ + 4e-  2H2O
+1,229
PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e-  PbSO4 + 2H2O
+1,685
O3 + 2H+ + 2e-  O2 + H2O
+2,07
Kemudian reaksi berikut ini memperoleh
 = ;
(8.39)
G = -nF ;
 o 

RT
ln Q
nF
(8.40)
(8.41)
Contoh 8.1 untuk elektroda ion tembaga/tembaga kita secara explisit
mempunyai

2F  Cu 2 / Cu = -Go = -  Cu   Cu 2
o
o
o

o
karena  Cu
= 0, ini menjadi
o
o
= 2F  Cu
 Cu
2
Dibuat oleh :
2
/ Cu
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
18dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
o
karena  Cu
= +0,337 V, kita mendapatkan :
2
/ Cu
o
= 2(96484 C/mol)(+0,337V) = 65,0 x 103 J/mol = 65,0 kJ/mol
 Cu
2

o
Contoh 8.2 Untuk elektrode Sn4+/Sn2+  Sn
= 0,15 V; untuk elektrode
4
/ Sn2 
Sn2+/Sn  Sn2 / Sn = -0,136 V. Hitung  Sn4  ,  Sn2  , dan  Sn4 / Sn .
o
o
o
o
Reaksinya adalah:
Sn4+ + 2e-  Sn2+
2F(0,15 V) = -(  Sn2  -  Sn4  )
Sn2+ + 2e-  Sn
2F(-0,136 V) = -(  Sn -  Sn2  )
o
o
o
Persamaan kedua menghasilkan:
o
= 2(96484 J/mol)(-0,136 V)(10-3 kJ/mol) = -26,2 kJ/mol
 Sn
2
Persamaan pertama menghasilkan:
o
o
-  Sn = 2(96484 C/mol)(0,15 V)(10-3 kJ/J) = 29 kJ/mol
 Sn
4
2
kemudian
o
o
= 29 kJ/mol +  Sn = 29 26,2 = 3 kJ/mol
 Sn
4
2
untuk mendapatkan  Sn4 / Sn ,tulis reaksi setengah selnya:
o
Sn4+ + 4e-  Sn
Kemudian
4F  Sn4 / Sn = -(  Sn -  Sn4  ) =  Sn4 
o
o
o
dan
 Sno
Dibuat oleh :
4
/ Sn
=
3000 J / mol
 0,008V
4(96484C / mol)
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
J.
No. Revisi
02
Hal
19dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Kebergantungan Potensial Sel pada Temperatur
Dengan mendeferensialkan persamaan ,nF = -G terhadap suhu ,kita
peroleh
  
 G 
nF 
  
  S
 T  p
 T  p
S
  
  
 T  p nF
(8.42)
Jika sel tidak mengandung elektroda gas, maka karena perubahan entropi reaksi
dalam larutan seringkali kecil, kurang dari 50 J/K, koefisien suhu potensial sel
biasanya setingkat 10-4 sampai 10-5 V/K. Sebagai konsekuensinya, jika hanya
peralatan rutin yang dipakai untuk mengukur potensial sel dan koefisien suhu
dicari, pengukuran yang meliputi kisaran suhu yang luas cukup layak.
Nilai S tidak bergantung pada suhu adalah pendekatan yang bagus;
dengan mengintegralkan persamaan (8.42), antara suhu acuan To dan T, kita
peroleh
   To 
S
S
(T  To ) atau    25o C 
(t  25)
nF
nF
(8.43)
dengan t dalam oC. Potensial sel adalah fungsi linear dari suhu.
Melalui persamaan (8.42), koefisien suhu dari potensial sel menghasilkan
nilai S. Dari ini dan nilai  pada sembarang suhu kita dapat menghitung H
untuk reaksi sel. Karena H = G + TS, maka

   
  nF   T 
 
 T  p 

(8.44)
sehingga dengan mengukur  dan ( ( / T) P kita dapat memperoleh sifat sifat
termodinamis reaksi sel,G,H,S.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07

No. Revisi
02
Hal
20dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Contoh 8.3 Untuk reaksi sell
Hg2Cl2 (s) + H2 (1 atm)  2Hg(l) + 2H+ (a=1) + 2Cl-(a=1),

o298 = +0,2676 V dan  o / T

p
= -3,19 x 10-4 V/K
karena n = 2,
Go = -2(96484 C/mol)(0,2676 V)(10-3 kJ/J) = -51,64 kJ/mol;
Ho = -2(96484 C/mol)[0,2676 V-298,15 K(-3,19 x 10-4 V/K)](10-3 kJ/J)
= -69,99 kJ/mol;
So = 2(96484 C/mol)(-3,19 x 10-4 V/K) = -61,6 J/K mol
Pengaruh Panas dalam Reaksi Sel Reversibel
Dalam contoh 8.3, kita menghitung Ho untuk reaksi sel dari potensial sel
dan koefisien suhunya. Jika reaksi berlangsung secara irreversibel dengan
pencampuran sederhana reaktan secara bersama sama,Ho adalah panas yang
mengalir ke dalam sistem dalam transformasi oleh relasi yang biasa, H = QP.
Bagaimanapun, jika reaksi diatur agar reversibel dalam sel, kerja listrik sejumlah
Wel,rev dihasilkan. Kemudian, dengan persamaan (9.4), definisi dari S, adalah
Qp(rev) = TS
(8.45)
Dengan menggunakan contoh 8.3, kita peroleh Qp(rev) = 298,15 K (-61,6 J/K mol)
= -18350 J/mol. Konsekuensinya, dalam operasi sel hanya 18,35 kJ/mol panas
mengalir ke lingkungan, sedangkan jika reaktan dicampur secara langsung,
69,99 kJ/mol panas mengalir ke lingkungan. Ho untuk transformasi ini adalah 69,99 kJ/mol dan tidak bergantung cara reaksi itu berlangsung.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
21dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
K. Macam–macam Elektroda
Di sini kita akan menyebutkan beberapa jenis elektroda yang penting, dan
memuat reaksi setengah sel dan persamaan Nernst.
1. Elektroda Gas Ion
Elektroda gas ion terdiri dari suatu pengumpul elektron yang inert, seperti
platina atau grafit, kontak dengan gas dan ion yang larut. Elektroda H2H+, yang
didiskusikan secara detail dalam bab 8.8 adalah salah satu contoh. Contoh yang
lain adalah elektroda klorin, Cl2Cl-grafit:
Cl2 (g) + 2e  2 Cl (aq)
-
-
2
RT aCl 
  
ln
2 F pCl 2
o
(8.46)
2. Elektroda Ion Logam- Logam
Elektroda yang terdiri dari sebatang logam yang dibenamkan dalam
larutan yang mengandung ion logam. Elektroda Zn2+Zn
dan Cu2+Cu yang
dijelaskan terdahulu adalah contohnya.
Mn+ + ne-  M
 o 
RT
1
ln
F
aM n
(8.47)
3. Elektroda Logam-Garam tak larut-Anion
Elektroda ini kadang kadang disebut ‘elektroda jenis kedua’. Ia terdiri dari
sepotong logam yang dibenamkan dalam larutan yang mengandung garam padat
tak larut dari logannya tersenut dan anion dari garamnya. Ada selusin elektroda
jenis ini secara umum; kita sebutkan contoh sedikit saja.
Elektroda Perak-Perak klorida. Cl-AgCl(s)Ag(s): Gambar 8.3).
AgCl(s) + e-  Ag(s) + Cl-(aq)    o 
RT
ln aCl 
F
(8.48)
Aktifitas AgCl tidak muncul pada hasilbagi, karena AgCl adalah padatan murni.
Karena potensialnya sensitif terhadap konsentrasi ion klorida, hal ini dapat
dipakai untuk mengukur konsentrasinya. Elektroda Perak-Perak klorida adalah
umumnya sering dipakai sebagai elektroda acuan.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
22dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Sejumlah elektroda acuan yang umum adalah elektroda golongan
merkuri.
Elektode Calomel. Sejumlah merkuri dilapisi oleh pasta kalomel (merkuro
klorida) dan larutan KCl.
Hg2Cl2(s) + 2e-  2Hg(i) + 2Cl-(aq)    o 
RT
ln aCl2 
2F
Elektrode Mercuri-Merkuri Oksida. Sejumlah merkuri dilapisi oleh pasta
merkuri oksida dan larutan basa.
HgO(s) + H2O 2e-  Hg(l) + 2OH- (aq)    o 
RT
2
ln aOH

2F
Elektode Mercuri-Merkuro sulfat. Sejumlah merkuri dilapisi dengan pasta
merkurosulfat dan larutan yang mengandung sulfat.
Hg2SO4(s) + 2e-  2Hg(l) + SO42-(aq)    o 
RT
ln a SO2 
4
2F
4. Elektrode ”Oksidasi-Reduksi”
Setiap elektroda yang melibatkan oxidasi reduksi dalam operasinya,
tetapi elektroda ini memiliki bentuk superfluos yang terikat kepadanya. Suatu
elektroda oxidasi reduksi memiliki pengumpul logam inert, biasanya platina,
dibenamkan dalam larutan yang mengandung dua soesi yang larut dalam
keadaan oksidasi yang berbeda. Suatu contoh adalah elektroda ion feri-fero
(Gambar 8.3)
Fe3+ + e-  Fe2+
Dibuat oleh :
 o 
RT a Fe2 
ln
F
a Fe3
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
(8.50)
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
23dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Gambar 8.3 Elektroda Feri – Fero
L.
Konstanta Kesetimbangan dari Potensial Setengah Sel Standar
Setiap reaksi kimia dapat dituliskan sebagai kombinasi dari dua buah reaksi
setengah sel sehingga potensial sel dapat diasosiasikan dengannya. Nilai 
ditentukan oleh relasi, nF = -G. Kondisi kesetimbangan untuk setiap reaksi
kimia adalah Go= -nFo, kita dapat menulis:
RT ln K = nFo, atau pada 25oC log10K =
n 0
0,05916V
Dengan memakai persamaan (8.50), kita dapat
(8.50)
menghitung konstanta
kesetimbangan untuk setiap reaksi dari potensial sel standar, yang pada
gilirannya dapat diperoleh dari nilai nilai pada table potensial setengah sel
standart. Metoda berikut ini dan contoh contohnya menggambarkan procedure
yang akan memastikan untuk memperoleh 0 dengan ukuran besar dan
tandanya.
Langkah 1. Pecahkan reaksi sell menjadi dua reaksi setengah sell.
a. Untuk reaksi setengah sell yang pertama ( yang di sebelah kanan elektroda)
pilihlah spesies teroksidasi yang muncul pada sisi reaktan dari reaksi sell dan
tuliskan kesetimbangan dengan spesies tereduksi yang sesuai.
b. Untuk reaksi setengah sell yang kedua (elektroda sebelah kiri) pilih spesies
teroksidasi yang muncul di sisi produk dari reaksi sell dan tulis kesetimbangan
dengan spesies tereduksi yang sesuai.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
24dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Tulis kedua reaksi setengah sell dengan electron pada sisi reaktan.
Langkah 2 Setimbangkan reaksi setengah sell dengan jumlah electron yang
sama, n, pada masing masingnya.
Langkah 3 Jika reaksi setengah sell kedua dikurangkan dari yang pertama,
seluruh reaksi sell diselesaikan; periksalah untuk meyakinkannya. Kurangkan
potensial elektroda dengan cara yang sama (pertama minus kedua) untuk
memperoleh potensial standar sell, o.
Langkah 4 Pergunakan persamaan (8.50) untuk menghitung K
Contoh 8.4 2Fe3+ + Sn2+ 
Fe2+ + Sn4+
Langkah 1. Pilih spesi teroksidasi Fe3+ pada sisi reaktan sebagai reaksi
setengah sell yang pertama; pilih spesi teroksidasi Sn4+ pada sisi produk sebagai
reaksi setangah sell kedua. Reaksi-reaksi setengah sellnya adalah:
Fe3+ + e  Fe2+
o = 0,771 V
Sn4+ + e  Sn2+
o = 0,15 V
Langkah 2. Kalikan reaksi setengah sell pertama dengan 2 sehingga masingmasing akan melibatkan jumlah electron yang sama.
Langkah 3. Kurangkan reaksi kedua dari yang pertama; ini menghasilkan reksi
asal. Pengurangan potensial kedua dari yang pertama menghasilkan o. o =
0,771 – 0,15 = 0,62 V
Langkah 4. Karena n = 2, kita temukan:
log 10 K 
n o
0,05916V

2(0,62V )
0,05916V
 21
maka K = 1021
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4  2Mn2+ + 8H2O + 10CO2
Contoh 8.5
Reaksi setengah ini (pilih spesi teroksidasi, MnO4-, pada sisi reaktan untuk reaksi
setengah sell)
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O o= 1,51V;
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
25dari 49
2CO2 + 2H+ + 2e-  H2C2O4
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
o = - 0,49V.
Kalikan koefisien reaksi pertama dengan 2, juga reaksi kedua dengan 5, kita
peroleh:
2MnO4- + 16H+ + 10e-  2Mn2+ + 8H2O o= 1,51V;
10CO2 + 10H+ + 10e-  5H2C2O4
o = - 0,49V.
Dikurangkan, kita peroleh
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4  2Mn2+ + 8H2O + 10CO2
o = 1,51 V – (-0,49V) = 2 V
karena n = 10,
log 10 K 
10(2V )
 338 atau K = 10338
0,05916V
Contoh 8.6 Cd2+ + 4 NH3  Cd(NH3)42+
Reaksi ini bukan reaksi oksidasi reduksi; walaupun demikian itu mungkin
saja terdekomposisi menjadi dua buah reaksi setengah sell. Pilih Cd2+ sebagai
spesi teroksidasi untuk reaksi setengah sell pertama, akan kita sadari bahwa
tidak ada spesi tereduksi yang sesuai. Situasi yang sama muncul jika kita pilih
Cd(NH3)42+ sebagai spesi teroksidasi untuk reaksi setengah sell kedua. Kita ambil
saja, kita masukan spesi tereduksi yang sama untuk kedua reaksi tersebut,
logam cadmium tampaknya pilihan yang logis. Sehingga reaksi-reaksi setengah
sellnya adalah:
Cd2+ + 2e-Cd
o = -0,40 V;
Cd(NH3)42+ + 2e-  Cd + 4 NH3
o = -0,61 V
Dikurangkan, kita peroleh:
Cd2+ + 4 NH3  Cd(NH3)42+
log 10 K 
o = -0,40 V - (-0,61 V) = +0,21 V
2(0,21V )
 7,1 atau K = 1,3 x 107
0,05916V
ini merupakan konstanta stabilitas untuk ion kompleks
Contoh 8.7 Cu(OH)2  Cu2+ + 2OH-,
Cu(OH)2 + 2e-  Cu + 2 OH-,
Dibuat oleh :
o = - 0,224 V
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
26dari 49
Cu2+ + 2e-  Cu,
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
o = + 0,337 V
Dikurangkan, kita peroleh
Cu(OH)2  Cu2+ + 2OH-, o
log 10 K 
= - 0,224 V – (+0,337 V) = -0,561 V
2(0,561V )
 18,97 atau K = 1,1 x 10-19
0,05961V
ini merupakan konstanta hasil daya larut tembaga hidroksida
M. Makna Potensial Setengah Sel
Dalam kasus elektroda logam / ion logam, potensial setengah sell adalah
ukuran kecenderungan berlangsungnya reaksi Mn+ + ne-  M. Ini seperti halnya
kecenderungan Mn+ direduksi oleh H2 pada satuan fugasitas membentuk logam
dan ion H+ pada satuan aktivitas. Dalam contoh 8.1 kita tunjukan bahwa untuk
elektroda Mn+M
 Mo  nF Mo
n
n
(8.51)
/M
Sehingga potensial elektroda standar adalah ukuran energi Gibbs molar standard
suatu ion logam relative terhadap ion hydrogen.
Logam-logam aktif seperti Zn, Na, atau Mg, memiliki potensial standard
yang sangat negative. Senyawa-senyawanya tak dapat direduksi oleh hydrogen,
tetapi justru logam-logamnya itu sendiri dapat dioksidasi oleh ion H+
menghasilkan H2. Logam-logam mulia seperti Cu dan Ag memiliki o positif.
Senyawa-senyawa logam ini sangat mudah direduksi oleh H2; logam-logamnya
itu sendiri tidak teroksidasi oleh ion hydrogen. Karena potensial logam
bergantung kepada aktivitas ion logam dalam larutan, factor-faktor yang
mempengaruhi aktivitas ion akan memberikan pengaruh terhadap potensial
elektroda. Untuk perak, persamaan Nernst adalah:
 Ag

/ Ag
 0,7991V  (0,05916V ) log 10
1
a Ag 
Selagi nilai aAg+ berkurang, nilaiAg+/Ag juga berkurang. Dengan menggunakan nilai
yang berbeda dari aAg+ dalam persamaan (8.52) kita peroleh:
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
a Ag 
o
 Ag

/ Ag
/V
Hal
27dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
1,0
10-2
10-4
10-6
10-8
10-10
0,7991
0,6808
0,5625
0,4441
0,3258
0,2075
Untuk setiap pengurangan aktifitas ion perak sebesar pangkat sepuluh,
potensialnya anjlog hingga 59,16mV.
Dibandingkan bila kita mengencerkan larutan untuk mengurangi aktifitas
ion perak, jika kita menambahkan zat pengendap – atau zat pengkompleks yang
dengan kuat bergabung dengan ion perak- sehingga baik aktifitas ion perak
maupun potensial elektroda akan berkurang secara drastis. Sebagai contoh, jika
kita menambahkan cukup HCl ke dalam larutan AgNO3 dalam elektroda Ag+Ag,
tidak hanya untuk menyempurnakan pengendapan ion perak sebagai AgCl tetapi
juga untuk membawa aktifitas ion Clorida menjadi satu, elektroda akan dikonversi
menjadi elektroda standart AgAgClCl-. Untuk elektroda ini kesetimbangannya
adalah:
AgCl (s) + e-  Ag (s) + Cl- ;
o = 0,222 V
Potensial ini, jika kita menggunakan Persamaan Nernst untuk elektroda Ag +Ag,
berkaitan dengan aktifitas ion perak yang diberikan oleh:
0,222V  0,799V  (0,05916V ) log 10
1
a Ag 
atau a Ag   1,8 x10 10
Pada saat yang sama, kesetimbangan kelarutan harus dipenuhi. Sehingga
AgCl (s) + e-  Ag (s) + Cl- ;
K sp  a Ag  aCl 
Karena a Ag   1,8  10 10 dan aCl   1 , kita simpulkan bahwa
K sp  a Ag  aCl   1,8(10 10 )(1)  1,8  10 10
Hal itu mengikuti bahwa kita dapat menentukan konstanta hasil kali kelarutan
untuk zat yang sedikit larut dengan mengukur potensial standart dari sel
elektrokimia yang bersesuaian. (Bandingkan dengan contoh 8.6 dan 8.7 bab
8.12)
Dari alasan di atas dapat dilihat bahwa semakin stabil spesi yang
berikatan dengan ion perak, semakin rendah potensial elektroda perak.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]unnes.ac.id
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
28dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Sekelompok nilai 0 untuk berbagai pasangan perak diberikan di Tabel 8.2. Dari
nilai di Tabel 8.2, jelas bahwa ion iodida mengikat Ag+ lebih effektif daripada
bromida atau clorida; AgI kurang dapat larut dibanding AgCl atau AgBr. Fakta
bahwa perak iodida- pasangan perak yang memiliki potensial negatif berarti
bahwa perak seharusnya larut dalam HI dengan membebaskan hidrogen. Hal ini
berlangsung dalam kenyataan, tetapi tindakan tersebut berhenti tepat pada
waktunya karena lapisan tak larut AgI yang terbentuk dan melindungi permukaan
Ag dari serangan lebih lanjut.
Tabel 8.2. Nilai 0 untuk berbagai pasangan perak
Pasangan
Ag+ + e-
 Ag
o/V
0,7991
AgCl (s) + e-  Ag (s) + Cl-
0,2222
AgBr (s) + e-  Ag (s) + Br-
0,03
AgI (s) + e-  Ag (s) + I-
-0,151
Ag2S (s) + e-  Ag (s) + S=
-0,69
Zat yang membentuk komplek yang larut dengan ion logam juga menurunkan
potensial elektroda. Dua contoh adalah
Ag(NH3)2+ + e-  Ag + 2NH3,
Ag(CN)2- + e-  Ag + 2CN-,
o = +0,373 V;
o = -0,31 V.
Apakah logam itu mulia atau logam aktif bergantung pada lingkungannya.
Biasanya perak adalah logan mulia, dengan adanya ion iodida, sulfida, atau
sianida, ia menjadi logam aktif (jika kita memandang potensial nol sebagai garis
pembagi antara logam aktif dan mulia.)
N. Pengukuran Potensial Sel
Metoda paling sederhana untuk pengukuran potensial suatu sel
elektrokimia adalah dengan menyeimbangkannya melawan suatu perbedaan
potensial yang besarnya setara di rangkaian luar suatu potensiometer. Gambar
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
29dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
8.5 menunjukkan rangkaian potensiometer dengan sel yang dihubungkan
kepadanya. Batterai B mengirim arus I melalui kawat R. Kontak S diatur sampai
tidak ada simpangan pada galvanometer G. Pada titik nol, potensial sel
diseimbangkan dengan perbedaan potensial antara titik S dan P di rangkaian
kawat. Rangkaian kawat dikalibrasi sehingga lonjakan potensial ir antara titik S
dan P dapat dibaca secara langsung. Jika tahanan sel sangat besar, Penyetelan
potensiometer dapat digeser sejumlah tertentu tanpa menimbulkan simpangan
yang berarti pada galvanometer. Dalam kasus ini harus digunakan voltmeter
dengan impedansi elektronik yang tinggi.
Gambar 8.4 Sirkuit potensiometer
O. Reversibilitas
Dalam pembahasan tentang elektroda dan sel sebelumnya kita
mengasumsikan secara implisit bahwa elektroda atau sel berada dalam
kesetimbangan terhadap transformasi kimia dan listrik tertentu. Dengan definisi
ini, elektroda atau sel semacam ini adalah reversibel. Untuk mengkorelasikan
nilai nilai potensial terukur dengan yang dihitung memakai persamaan Nernst,
nilai nilai terukur harus setimbang atau nilai nilai reversibel; pengukuran
potensiometrik yang didalamnya tidak ada arus yang dipindahkan dari sel
idealnya diset untuk pengukuran potensial reversibel.
Perhatikan sel, PtH2H+Cu2+Cu, yang kita diskusikan dalam bab 8.9
reaksi selnya adalah
Cu2+ + H2  2H+ + Cu
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
30dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Tembaga adalah elektroda positif dan platina adalah elektroda negatif. Anggap
bahwa sel dalam kesetimbangan dengan potensiometer, seperti tampak pada
gambar 8.5. Sekarang jika kita menggerakkan pengaturan kontak, S, ke sebelah
kana titik setimbang, yang akan membuat tembaga lebih positif; Cu kemudian
akan meninggalkan sebagai Cu2+ dan elektron akan berpindah dari sebelah
kanan ke kiri di rangkaian luar. Pada platina elektron akan bergabung dengan H+
membentuk H2. Keseluruhan reaksi berlangsung dalam arah yang berlawanan
dari kanan ke kiri. Sebaliknya, jika pengatur kontak digerakkan ke kiri, elektron
akan berpindah dari kiri ke kanan di rangkaian luar; H2 akan terionisasi
membentuk H+ dan Cu2+ akan tereduksi sebagai tembaga. Dalam situasi ini sel
memproduksi kerja, sedang pada siklus sebelumnya tadi kerja dihilangkan.
Sel akan bersifat reversibel jika menggerakkan kontak potensiometer
sedikit ke satu sisi dari titik kesetimbangan dan kemudian ke sisi yang lain,
membalikkan arus dan arah reaksi kimia. Pada prakteknya, itu tak perlu
menganalisa jumlah reaktan dan produk setelah tiap tiap pengaturan untuk
memastikan apakah reaksi berjalan seperti yang dikehendaki. Jika selnya
irreversibel, memindahkan potensiometer sedikit di luar kesetimbangan biasanya
mengakibatkan aliran arus yang cukup besar, sementara kebutuhan reversibilitas
yaitu hanya aliran arus sedikit jika ketidakseimbangan antara potensial adalah
sedikit. Lebih jauh lagi, dalam sel yang irreversibel, setelah sedikit pengusikan
kesetimbangan dalam rangkaiannya, titik kesetimbangan yang baru biasanya
berbeda secara signifikan dari sebelumnya. Untuk alasan ini, sel irreversibel
menunjukkan suatu perilaku tak menentu (tak teratur) yang nyata dan seringkali
tidak mungkin membawa potensiometer ke kesetimbangan dengan sel semacam
ini.
P. Penentuan o Setengah Sel
Karena nilai nilai konstanta kesetimbangan diperoleh dari potensial
setengah sel standart, metoda untuk memperoleh o dari setengah sel sangatlah
penting. Misalnya kita akan menetukan o dari elektroda Ag-ion Ag. Kemudian
kita menyiapkan suaru sel yang mengandung elektroda ini dan elektroda lain
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
31dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
yang potensialnya sudah diketahui; untuk sederhananya kita memilih SHE atau
EHS sebagai elektroda yang lain. Maka sel tersebut adalah
SHEAg+Ag
Reaksi sellnya adalah Ag+ + e-SHE  Ag, dan potensial sellnya adalah
   Ag

/ Ag
o
  Ag


/ Ag
RT
1
ln
F
a Ag 
pada suhu 25oC
o
   Ag

/ Ag
 (0,05916V ) log 10 a Ag 
(8.53)
Jika larutan adalah larutan encer ideal, kita dapat mengganti aAg+ dengan m+ = m,
molalitas garam perak tersebut. Persamaan (8.53) akan menjadi
 = oAg+/Ag + (0,05916V)log10 m
Dengan mengukur  pada beberapa nilai m dan mengeplot  terhadap log10m,
garis lurus dengan slop 0,05916 V akan diperoleh, seperti dalam Gambar 8.5(a).
Intersep pada sumbu tegak, m = 1, adalah nilai o. Bagaimanapun, kehidupan
tidaklah begitu sederhana. Kita tidak dapat mengganti aAg+ dengan m dan
mengharapkan ketelitian dalam persamaan kita. Di dalam larutan ionik, aktifitas
ion dapat diganti dengan oleh aktifitas ionik rata rata a =  m . Jika larutan
hanya mengandung perak nitrat, maka m = m; dan persamaan (8.53) menjadi:
 = oAg+/Ag + (0,05916V)log10 m + (0,05916V)log10 ..
Gambar 8.5 (a) Ketergantungan ‘ideal’ E pada m, (b) Alur untuk mencari Eo
dengan ekstrapolasi
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
32dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Jika pengukuran dilakukan pada larutan yang cukup encer sedemikian hingga
hukum pembatas Debye-Huckel, persamaan (7.82) adalah valid, maka
log10  = -(0,5092 V kg1/2/mol1/2)m1/2,
dan kita dapat mereduksi persamaan menjadi:
 - (0,05916V)log10 m = oAg+/Ag - (0,03012 V kg1/2/mol1/2)m1/2
(8.54)
Dari nilai nilai  dan m yang terukur, bagian kiri dari persamaan ini dapat dihitung.
Bagian kiri diplot terhadap m1/2; ekstrapolasi kurva ke m1/2 = 0 menghasilkan
intersep yaitu sama dengan oAg+/Ag. Plot tersebut ditunjukkan secara skematik di
gambar 8.6(b). Begitulah dengan metoda ini nilai nilai o yang teliti diperoleh dari
nilai nilai  yang terukur pada tiap setengah sel.
Q. Penentuan Aktivitas dan Koefisien Aktivitas Potensial Sel
Suatu kali nilai o yang teliti diperoleh untuk suatu sel, kemudian
pengukuran potensial menghasilkan nilai koefisien aktifitas secara langsung.
Perhatikan sel
PtH2(f = 1) H+,Cl-AgClAg
Reaksi sellnya adalah:
AgCl(s) + ½ H2(f = 1)  Ag + H+ + ClPotensial sellnya adalah:
 o 
RT
ln( a H  aCl  )
F
(8.55)
Menurut persamaan (8.55), potensial sel tidak bergantung pada aktifitas ion
individual tetapi pada hasilkali aH+aCl-. Jika hal itu dibalik tidak ada kuatitas yang
dapat diukur yang bergantung pada aktifitas ion individual. Konsekuensinya, kita
mengganti hasil kali aH+aCl- dengan a2. Sedang dalam HCl, m = m, kita
dapatkan a2 = ( m)2 ; ini mereduksi persamaan (8.55) menjadi:
 = o -
2 RT
2 RT
ln m ln 
F
F
(8.56)
pada suhu 25oC
 = o – (0,1183 V)log10 m – (0,1183)log10 
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
(8.57)
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
33dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Setelah menentukan o dengan ekstrapolasi seperti dijelaskan dalam bab 8.16,
kita lihat bahwa nilai nilai  menentukan nilai nilai  pada setiap nilai m.
Sebaliknya, jika nilai  diketahui pada semua nilai m, potensial sel  dapat
dihitung dari persamaan (8.56) atau (8.57) sebagai fungsi m.
Pengukuran potensial sel adalah metoda yang paling bermanfaat untuk
memperoleh nilai nilai aktifitas elektrolit. Secara eksperimen, paling tidak pada
banyak kasus, jauh lebih mudah untuk menanganinya daripada pengukuran sifat
sifat koligatif. Hal itu memiliki keuntungan tambahan yaitu dapat dipakai untuk
daerah suhu yang luas. Walaupun potensial sel dapat diukur dalam solven non
air, kesetimbangan elektrodanya seringkali tidak mudah ditetapkan sehingga
kesulitan kesulitan eksperimentalnya lebih besar.
R. Sel Konsentrasi
Jika dua sistem elektroda yang tersusun oleh suatu sel yang melibatkan
larutan elektrolit dengan komposisi yang berbeda, akan ada beda potensial
melalui batas antara dua larutan. Beda potensial ini disebut ‘liquid junction
potensial’, atau potensial difusi. Untuk menggambarkan bagaimana beda
potensial semacam ini timbul, perhatikan dua elektroda perak-perak klorida,
salah satu terhubung dengan larutan HCl pekat, aktifitasnya = a1, yang lain
terhubung dengan larutan HCl encer, aktifitasnya = a2; Gambar 8.6(a). Jika batas
antara dua larutan dibuka, ion H+ dan Cl- dalam larutan yang lebih pekat berdifusi
ke dalam larutan yang lebih encer. Ion H+ berdifusi jauh lebih cepat dibanding ion
Cl- (gbr 8.6(b)). Pada saat ion H+ mulai meninggalkan ion Cl-, terbentuk lapisan
rangkap listrik di antarmuka antara dua larutan (gambar 8.6c). Beda potensial
melintasi lapisan rangkap menghasilkan medan listrik yang memperlambat ion
yang bergerak lebih cepat dan mempercepat ion yang bergerak lebih lambat.
Keadaan mantap tercapai yaitu kedua ion berpindah dengan laju yang sama; ion
yang mula mula bergerak lebih cepat memimpin.
Difusi dari larutan pekat ke larutan encer adalah perubahan yang
irreversibel; tetapi, jika hal itu terlalu lambat – cukup lambat sehingga antarmuka
tidak bergerak secara berarti dalam waktu yang kita kehendaki untuk membuat
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
34dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
pengukuran- sehingga kita boleh menganggap sistem dalam kesetimbangan dan
mengabaikan gerakan pada batas sistem. Bagaimanapun, beda potensial
tambahan dalam ‘liquid junction’ akan terlihat dalam pengukuran potensial sel.
Dengan memilih elektroda bawah sebagai elektroda kiri, simbol untuk sel
ini adalah:
AgAgClCl-(a1) Cl-(a2) AgClAg,
Dengan garis vertikal putus putus menyatakan ‘junction’(lompatan) antara dua
fase air.
Gambar 8.6
Kita dapat menghitung potensial sel jika kita menganggap bahwa pada
lintasan satu mol muatan listrik melalui sel semua perubahan berlangsung
reversibel. Kemudian potensial sel dinyatakan sebagai:
 F   Gi
(8.58)
i
dengan  Gi adalah jumlah semua perubahan energi Gibbs dalam sel yang
menyertai lintasan satu mol muatan positif naik melalui sel. Perubahan energi
Gibbs adalah:
elektroda bawah
Ag(s) + Cl- (a1) AgCl(s) + e-
elektoda atas
perubahan netto di kedua elektroda
AgCl(s) + e-  Cl- (a2) + Ag(s)
Cl-(a1)  Cl-(a2)
Selain itu, pada batas di kedua larutan sebagian t+ dari muatan dibawa oleh H+
dan sebagian t- dibawa oleh Cl-. Fraksi t+ dan t- adalah bilangan transfer, atau
bilangan transport, dari ion. Satu mol muatan positif melintasi batas memerlukan
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
35dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
bahwa t+ mol ion H+ bergerak naik dari larutan a1 ke larutan a2, dan t- mol Clbergerak turun dari a2 ke a1. Sehingga pada batas:
t+ H+ (a1)  t+ H+ (a2) dan t - Cl- (a2)  t – Cl- (a1)
Perubahan total dalam sel adalah jumlah perubahan pada elektroda dan pada
batas:
t+ H+ (a1) + Cl- (a1) + t - Cl- (a2)  t+ H+ (a2) + Cl- (a2) + t – Cl- (a1)
Jumlah fraksi fraksi harus satu, sehingga t- = 1 – t+. Dengan memakai nilai t- ini
dalam persamaan, setelah ditata ulang, tereduksi menjadi:
t+ H+ (a1) + t + Cl- (a1)  t+ H+ (a2) + t + Cl- (a2 )
(8.59)
Reaksi sel (8.59) adalah transfer t+ mol HCl dari larutan a1 ke larutan a2.
Perubahan energi Gibbs total adalah :
G = t +[oH++RT ln(aH+)2+oCl-+RT ln (aCl-)2 - oH+ -RT ln (aH+)1 - oCl- - RT ln (aCl-)1]
G = t + RT ln
(a H  aCl  ) 2
(a H  aCl  )1
= 2t + RT ln
(a  ) 2
( a  )1
karena aH+aCl- = a2.. Dengan menggunakan pers (8.58), kita peroleh potensial sel
dengan pemindahan (transference),
 wt  
2t  RT (a ) 2
ln
F
( a  )1
(8.60)
Jika batas antara dua larutan tidak memberi kontribusi pada potensial sel,
maka hanya perubahan yang dikontribusikan oleh elektroda, yang adalah
Cl- (a1)  Cl- (a2)
Nilai yang bersesuaian dari G adalah
G = oCl- + RT ln (aCl-)2 - oCl- - RT ln (aCl-)1 = RT ln
dengan aCl-
(a  ) 2
,
( a  )1
telah diganti oleh aktifitas ionik rata rata a.. Sel ini tanpa
pemindahan dan memiliki potensial:
 wot  
G
RT (a ) 2

ln
F
F
( a  )1
(8.61)
Potensial total sel dengan pemindahan adalah sel tanpa pemindahan plus
potensial ‘junction’, j. sehingga wt = wot + j , jadi
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
36dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
j = wt - wot
(8.62)
gunakan persamaan (8.60) dan (8.61), menjadi
j = (1 – 2t +)
(a  ) 2
RT
ln
F
( a  )1
(8.63)
Dari persamaan (8.63) jelas bahwa jika t+ mendekati 0,5 ; potensial’liquid
junction’ kecil,relasi ini benar hanya bila dua elektroda dalam sel menghasilkan
dua ion dalam larutan. Dengan mengukur potensial sel dengan dan tanpa
pemindahan dimungkinkan untuk mengevaluasi j dan t+. Ingat, dengan
membandingkan persamaan (8.60) dan (8.61) bahwa
wt = 2t + wot
(8.64)
Trik (cara) dalam semua ini dapat untuk menetapkan batas yang jelas
(tajam) sehingga untuk memperoleh pengukuran wt yang reprodusibel dan dapat
untuk membangun sel yang menghilangkan j sehingga wot dapat diukur. Ada
beberapa cara yang cerdas untuk menetapkan batas yang tegas antara dua
larutan; bagaimanapun, itu tak akan dibicarakan di sini. Problem kedua untuk
menyusun sel tanpa batas cairan adalah lebih berkaitan dengan pembicaraan
kita.
Sel konsentrasi tanpa pemindahan (yaitu, tanpa ‘liquid junction’) tampak
dalam gambar 8.8. Sel terdiri atas dua sel seri, yang dapat disimbolkan dengan
PtH2(p) H+ , Cl-(a)1AgClAg
AgAgClCl-,H+ (a)2H2(p) Pt
Potensial adalah jumlah dari potensial dua sel secara terpisah:
 = [(AgCl/Ag) - (H+/H2)]1 + [(H+/H2) - (AgCl/Ag)]2
Gambar 8.7
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
37dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Dengan menuliskan persamaan Nernst untuk tiap potensial, diperoleh
1
1
 o

RT
RT
p 2   RT
p2
RT
   AgCl / Ag / Cl  
ln( aCl  )1 
ln
ln
  AgCl / Ag / Cl  
ln( aCl  ) 2 
  
F
F (a H  )1   F (a H  ) 2
F



RT (a H  aCl  ) 2 2 RT (a ) 2
ln

ln
F
(a H  aCl  )1
F
( a  )1
Dengan membandingkan dengan persamaan (8.61), kita lihat
 = -2wot
(8.65)
Pengukuran potensial dari sel rangkap ini menghasilkan nilai wot melalui
persamaan (8.65).
Setiap pengukuran potensial sel yang dua elektrodanya membutuhkan
elektrolit yang berbeda muncul problem adanya potensial “liquid junction’ antara
kedua elektrolit itu. Masalah tersebut dapat diselesaikan dengan dua cara; yaitu
dengan
juga
mengukur
menghilangkannya.
potensial
Potensial
junction
‘liquid
junction’
tersebut
atau
dapat
dihilangkan
dengan
suatu
perancangan eksperimen, seperti di atas, sehingga tidak muncul liquid junction
(persimpangan cairan). Atau, daripada memakai dua sel, pilih elektroda
pembanding (acuan) yang menggunakan elektrolit yang sama seperti elektroda
yang akan diselidiki. Hal ini seringkali merupakan jalan terbaik untuk
menghilangkan ‘liquid junction’; walaupun demikian, hal ini tidak selalu layak.
Jembatan garam, suatu agar yang dijenuhkan dengan KCl atau NH4NO3,
sering digunakan untuk menghubungkan dua bagian elektroda. Alat ini
menimbulkan dua ‘liquid junctio’(persimpangan cairan), yang potensialnya sering
berlawanan satu sama lain, dan ‘potensial junction’ nettonya sangat kecil. Alasan
fisik untuk menghilangkan kedua potensial tersebut komplek. Penggunaan jelli
memiliki beberapa keuntungan tersendiri; Hal itu mencegah pengaliran jika
tinggi(level)
elektrolit
berbeda
di
kedua
bagian
elektroda,
dan
juga
memperlambat diffusi ionik sangat banyak sehingga ‘potensial junction’, jika ada,
turun ke nilai yang reprodusibel dengan cepat.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
38dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
S. Proses Elektrokimia Teknik
Proses elektrkimia praktis dikelompokkan umumnya ke dalam ‘proses
mengkonsumsi tenaga’ dan ‘proses menghasilkan tenaga’. Proses preparasi
elektrolitik secara industri membutuhkan tenaga listrik dan menghasilkan
substansi (zat) yang berenergi tinggi. Tipe zat yang diproduksi di katode adalah;
hidrogen dan sodium hidroksida dalam elektrolisis air asin (air garam);
aluminium, magnesium, dan logam alkali serta alkali tanah dalam elektrolisis
leburan garam garam. Elektroplating dan elektrorefining (pelapisan dan
pemurnian) logam logam adalah proses katodik teknik yang sangat penting. Zat
yang diproduksi di anode adalah: Oksigen pada elektrolisis air, dan klorin pada
elktrolisis air asin (air garam) dan leburan klorida; hidrogen peroksida; potassium
perklorat; dan pelapisan oksida untuk penyelesaian dekoratif pada aluminium
teranodisasi. Dissolusi anodik suatu logam sangat penting dalam elektrorefining
dan elektromachining dari logam.
Proses yang menghasilkan tenaga berlangsung di dalam sel elektrokimia;
proses ini menyerap zat berenergi tinggi dan menghasilkan tenaga listrik. Dua
peralatan yang penting dideskripsikan di bab 8.21.
Sangat menarik untuk mengingat bahwa penemuan sel elektrokimia oleh
Alessandro Volta pada 1800 adalah, pada kenyataannya, suatu penemuan
kembali. Akhir akhir ini, penggalian arkeologis di Timur Dekat menemukan
dengan penggalian itu semacam sel elektrokimia yang didasarkan pada
elektroda besi dan tembaga; peralatan tersebut diperkirakan umurnya kira kira
antara 300 sebelum masehi dan 300 AD. Juga terdapat bukti bukti dan petunjuk
bahwa, segera setelah awal 2500 sebelum masehi, penduduk Mesir mengetahui
bagaimana melapisi suatu benda.
T.
Sel Elektrokimia Sebagai Sumber Tenaga
Suatu yang luar biasa bahwa, secara prinsip, setiap reaksi kimia dapat
dimanfaatkan untuk menampilkan kerja dalam sel elektrokimia. Jika sel
dioperasikan secara reversibel, kerja listrik yang diperoleh adalah W el = -G, atau
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
39dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Wel = -H + TS = -H + Qrev

= -H 1 

Qrev 

 
Di dalam banyak kasus praktis penambahan entropi tidak sangat besar, sehingga
TS/H relatif kecil dan
Wel  -H
Ini berarti bahwa kerja listrik yang diproduksi hanya sedikit lebih kecil daripada
penurunan entalpi reaksi. Ingat bahwa jika kita secara sederhana membiarkan
reaksi berlangsung tanpa menghasilkan kerja, kuantitas panas, -H akan
dilepaskan.Hal ini dapat dipakai untuk memanaskan ketel (boiler) yang pada
gilirannya dapat menggerakkan turbin. Tetapi mesin pemanas ini dipengaruhi
oleh batasan Carnot; kerja listrik yang dapat dihasilkan oleh generator yang
dioperasikan oleh turbin adalah
 T1  T2 

 T1 
Wel = -H 
Jumlah kerja ini pada pokoknya lebih kecil (seringkali lebih kecil tiga sampai lima
kali) dibanding yang seharusnya bisa diperoleh secara elektrokimia dari reaksi
yang sama. Jadi sel elektrokimia menawarkan kemungkinan untuk produksi
energi listrik yang effisien dari sumber sumber kimia yang tidak akan dicapai
secara ekual oleh alat lain.
1. Klasifikasi Sel Elektrokimia
Kita dapat mengelompokkan sel elektrokimia yang menyediakan energi
listrik ke dalam tiga tipe umum.
1. Sel Primer. Ini tersusun dari bahan bahann berenergi tinggi yang bereaksi
secara kimia dan menghasilkan tenaga listrik. Reaksi sel nya tidak reversibel,
dan pada saat bahan bahan telah dipakai peralatan tersebut harus dibuang.
Contoh tipe sel primer adalah batterai senter biasa (sel LeClanche), dan sel
seng-merkuri yanmg dipakai dalam kamera, jam, alat pendengar, jam tangan,
dan barang barang sejenis yang lain.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
40dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
2. Sel sekunder. Alat ini adalah reversibel. Setelah mendapatkan kerjanya,
bahan- bahan berenergi tinggi dapat disusun kembali dengan memaksakan
suatu arus dari luar dalam arah yang berlawanan. Jadi reaksi selnya dibalik
dan alat tersebut diisi kembali. Contoh paling penting dari sel sekunder
adalah batterai penyimpanan timbal (Accu) yang dipakai di mobil. Contoh
yang lain adalah sel Edison dan sel Nikel-kadmium yang dapat diisi kembali
dan dipakai pada kalkulator dan lampu sorot.
3. Sel Bahan bakar. Sel bahan bakar seperti halnya sel primer, dirancang
menggunakan
bahan-bahan
berenergi
tinggi
untuk
menghasilkan
tenaga(energi). Ada perbedaan dari sel primer yaitu sel ini dirancang untuk
menerima pasokan kontinyu dari bahan bakar, dan bahan bakar tersebut
adalah bahan bahan yang umumnya kita sebut sebagai bahan bakar, seperti
hidrogen, karbon, dan hidrokarbon. Akhirnya kita bahkan boleh berharap
untuk memakai arang dan petroleum.
2. Kebutuhan Sumber sumber Tenaga
Jika kita menggambarkan tenaga dari suatu sel elektrokimia, karena
P = I
(8.66)
Itu mengikuti bahwa hasil kali potensial sel dan arus harus tetap pada nilai yang
layak selama sel dipakai. Arus, I, didistribusikan pada seluruh area elektroda, A.
Arus masuk atau keluar tiap satuan luas permukaan elektroda adalah densitas
arus,i. Jadi
i=
I
A
(8.67)
Densitas arus ini menyatakan laju reaksi definit pada tiap satuan area elektroda.
Anggaplah kita menggambarkan arus, I, dari sel. Untuk maksud yang
beralasan, anggap bahwa elektroda negatif adalah elektroda hidrogen.
Kemudian muatan dialirkan dari tiap satuan luas elektroda pada laju, I =
(1/A)dQ/dt = I/A. Selagi elektron meninggalkan platina pada elektroda H+/H2,
seharusnya lebih banyak H2 yang terionisasi, H2  2H+ + 2e-, atau potensial
elektroda akan bergerak ke nilai yang lebih negatif. Jika laju disaat elektron
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]ac.id
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
41dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
diproduksi oleh adanya ionisasi hidrogen dapat dibandingkan dengan laju di saat
elektron meninggalkan platina untuk memasuki rangkaian luar, kemudian
potensial elektroda akan dekat ke potensial rangkaian terbuka. Dengan kata lain,
jika reaksi elektroda sangat lambat sehingga elektron tidak dengan cepat terisi
saat elektron elektron tersebut dialirkan ke rangkaian luar, maka potensial
elektroda akan menyimpang secara mendasar dari potensial rangkaian terbuka.
Dengan cara yang sama, jika reaksi elektroda pada elektroda positif lambat,
elektron elektron yang datang dari rangkaian luar tidak dengan cepat dipakai oleh
reaksi elektroda dan potensial pada elektroda positif menjadi kurang positif. Kita
simpulkan bahwa jika sel menyediakan tenaga, potensial sel berkurang karena
elektroda positif menjadi kurang positif dan elektroda negatif menjadi kurang
negatif.
Gambar 8.8
Kurva pada gambar 8.9 menunjukkan potensial sel versus waktu untuk
berbagai sel setelah hubungan ke suatu beban yang menggambarkan suatu
densitas arus, i1. Reaksi elektroda dalam sel A dan B sangat lambat dan tidak
dapat mempertahankan aliran arus. Potensial sel tersebut turun dengan cepat ke
nol dan tenaga(energi), I, juga menuju nol. Kedua sel mula mula menyediakan
sedikit energi, tetapi sel tidak juga dapat dipakai menjadi sumber tenaga praktis.
Dengan kata lain, reaksi elektroda dalam sel C cukup cepat untuk menyimpan
muatan pada elektroda. Potensial sel turun sedikit tetapi kemudian tetap pada
nilai yang relatif tinggi selama beberapa waktu yang lama, jadi tenaga(energi), I,
tersedia cukup. Jika arus yang lebih besar digambarkan dari sel C (i2  i1),
potensial turun sedikit lebih tetapi masih relatif tinggi. Bahkan di dalam keadaan
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
42dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
ini sel C adalah sumber energi yang praktis. Turunan yang cepat pada potensial
seperti pada akhir kurva C, menandai ausnya bahan bahan aktif, yaitu bahan
bakar. Jika didatangkan bahan bakar lagi, kurva akan tetap datar, dan sel akan
melanjutkan penyediaan tenaga.
Kita simpulkan bahwa jika sel dijadikan sumber energi praktis reaksi
elektroda harus cepat. Reaksi harus terjadi dengan cukup cepat sehingga
potensial sel hanya turun sedikit di bawah potensial rangkaian luarnya. Masalah
dalam merencanakan sel bahan bakar untuk membakar arang terletak dalam
menemukan permukaan elektroda yang di atasnya reaksi yang tepat akan
berlangsung dengan cepat pada suhu yang layak. Dapatkah kita menciptakan
katalis yang tepat? Waktu yang akan bicara.
U. Dua sumber energi praktis
1. Sel Penyimpan Timbal
Perhatikan pertama sel penyimpan timbal-asam. Seperti yang kita
gambarkan arus dari sel, pada plat positif, yaitu katoda, PbO2 direduksi menjadi
PbSO4:
PbO2(s) + 4 H+ + SO42- + 2 e-  PbSO4(s) + 2 H2O,
Sedang pada plat negatif, anoda, timbal dioksidasi menjadi PbSO4,
Pb(s) + SO42-  PbSO4(s) + 2ePotensial sel adalah 2 volt. Seperti arus yang dialirkan dari sel, potensial sel tidak
turun banyak sehingga energi, I, dekat ke nilai reversibel, rev I. Arus yang agak
besar-ratusan ampere-dapat dialirkan dari alat tersebut yang bermuatan penuh
tanpa mengalami turun potensial yang berarti.
Saat sel perlu di’recharge’, kita gunakan sumber tenaga dari luar untuk
mendorong arus melewati sel dalam arah yang berlawanan; plat positif sekarang
adalah anoda yang disitu PbSO4 dioksidasi menjadi PbO2; plat negatif adalah
katoda yang disitu PbSO4 direduksi menjadi Pb. Beda potensial
yang harus
ditanamkan untuk mengisi sel harus lebih besar daripada beda potensial pada
waktu
penggunaan,
tetapi
tidak
sangat
besar.
Efisiensi
voltase
sel
didefinisikansebagai:
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
43dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Voltase rata rata selama pemakaian
Efisiensi voltase = ----------------------------------- ------Voltase rata rata selama pengisian
Efisiensi voltase sel Timbal-Asam sekitar 80%. Kedekatan dengan
kesetimbangan ini adalah konsekuensi dari kecepatan reaksi kimia dalam sel.
Seperti kita telah lihat, kemampuan untuk memasok arus yang besar pada
potensial dekat dengan potensial rangkaian terbuka berarti bahwa reaksi kimia
pada elektroda adalah cepat; selama muatan dialirkan oleh arus, potensial akan
turun, tetapi reaksi kimia terjadi cukup cepat untuk menyusun kembali potensial.
Jika kita membandingkan kuantitas muatan yang diperoleh dari sel
Timbal-Asam terhadap kuantitas yang harus dimasukkan untuk mengisi sel, kita
dapatkan nilai 90-95 %, atau bahkan lebih tinggi pada keadaan khusus. Ini berarti
bahwa sangat sedikit arus pada saat pengisian yang dibuang sebagai reaksi
samping (misalnya reaksi elektrolisis air). Seluruhnya, sel penyimpan Timbal
adalah alat yang luar biasa: Ia sangat efisien; Versinya yang lebih besar dapat
berumur 20 sampai 30 tahun (jika dipakai dengan hati hati); dan ia dapat dipakai
ribuan kali. Kerugiannya yang utama adalah beratnya yang besar (penyimpan
energi rendah terhadap rasio berat), dan jika tidak dipakai dalam keadaan terisi
sebagian ia dapat rusak dengan cepat karena terbentuknya kristal PbSO4 yang
tidak mudah direduksi atau dioksidasi oleh arus pengisian; kerusakan ini disebut
‘sulfasi’.
Untuk perubahan energi Gibbs standart dalam sel Timbal-Asam kita
peroleh (untuk pertukaran dua elektron)
Go = -376,97 kJ/mol;
Ho = -227,58 kJ/mol;
Qrev = TSo = +149,39 kJ/mol.
Ingat bahwa reaksinya endotermis jika sel tampil reversibel. Gambaran ini berarti
bahwa tidak hanya perubahan energi, H, yang tersedia untuk menyediakan
kerja listrik tetapi juga kuantitas panas, Qrev = TS, yang mengalir dari lingkungan
untuk menjaga sel isotermal dapat dikonversi ke kerja listrik. Rasionya:
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
44dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
 G o 376,97

 1,36
  o 277,58
bandingkan kerja listrik yang dapat diproduksi untuk penurunan entalpi bahan.
Extra 36 % adalah energi yang mengalir masuk dari lingkungan.
2. Sel Bahan Bakar
Pertanyaannya adalah apakah jenis reaksi dan jenis zat yang umumnya
kita sebut bahan bakar ‘fuels’, (arang, petroleum, gas alam) dapat digabung
dalam bahan bakar pembakar reaksi secara elektrokimia.
Gambar 8.9 Skema sel bahan bakar O2–H2
Mungkin sel bahan bakar yang paling sukses sejauh ini adalah sel
Hidrogen-Oksigen, yang telah dipakai dalam pesawat angkasa. Elektroda yang
terdiri dari tabir titanium berpori yang dilapisi lapisan platina sebagai katalis.
Elektrolitnya adalah resin penukar kation yang dicampur dengan bahan plastik
dan membentukm lembaran tipis. Seluruh kombinasi dua elektroda dengan
membran plastik antara keduanya hanya sekitar 0,5 mm tebalnya. Alat tersebut
secara skematik tampak pada Gambar 17.10. Resin tersebut dijaga jenuh
dengan air melalui suatu sumbu, air yang terbentuk oleh operasi sel ini dialirkan
ke luar melalui sumbu dan dikumpulkan sebagai air minum. Menghubungkan
beberapa sel ini akan menaikkan voltase ke suatu nilai praktis, sedangkan
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
45dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
menambah area aktif menambah arus yang dapat dialirkan dari sel. Sel ini telah
dibuat untuk memasok energi sekitar 1 kilowatt.
Energi yang tersedia dibatasi oleh reduksi oksigen yang relatif lambat di
permukaan katoda, O2 + 4H+ + e- 2H2O; masalah ini ada pada setiap sel bahan
bakar yang memakai elektroda oksigen. Awalnya, platina tampaknya adalah
katalis terbaik tetapi bahkan platina juga tidak sebagus yang kita harapkan dalam
hal ini. Laju reaksi anodik adalah, H2 2H+ + 2e-, oksidasi hidrogen di
permukaan platina, relatif sangat cepat. Bagaimanapun, akan lebih baik jika kita
dapat memakai sesuatu yang lebih murah dibanding platina sebagai katalis.
Pada suhu yang lebih tinggi, laju reaksi lebih cepat dan kinerja sel lebih baik.
Di Tabel 8.3. kita telah mengurutkan sifat sifat termodinamik (pada 25oC)
dari beberapa reaksi yang mungkin diinginkan sebagai reaksi sel bahan bakar.
Setiap zat yang dapat dioksidasi, prinsipnya, dibawa ke kesetimbangan pada
suatu elektroda.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
46dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Tabel 8.3. Sifat termodinamika reaksi sel bakar yang mungkin
 G
kJ / mol
 
kJ / mol
 G o
  o
TS o
kJ / mol
o
H2 + ½ O2 H2O
237,178
285,830
0,83
-48,651
1,23
C + O2  CO2
394,359
393,509
1,002
+0,857
1,02
C + ½ O2 CO
137,152
110,524
1,24
26,628
1,42
CO + ½ O2 CO2
257,207
282,985
0,91
-25,77
1,33
CH4 + 2O2  CO2 + H2O
817,96
890,36
0,92
-72,38
1,06
CH3OH + 3/2 O2  CO2 + 2 H2O
702,36
726,51
0,97
--24,11
1,21
C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + H2O
5306,80
5512,10
0,96
-205,19
1,10
1325,36
1366,82
0,97
-41,36
1,15
Reaksi
C2H5OH + O2  2 CO2 + 9 H2O
V
Sebagai contoh, oxidasi metanol dapat ditulis
CH3OH + H2O  CO2 + 6 H+ + 6 eElektroda ini, jika dikombinasikan dengan suatu elektroda oksigen akan
menghasilkan sel dengan potensial rangkaian terbuka sekitar 1,21 V. Suatu sel
bahan bakar yang didasarkan pada metanol dan udara dalam larutan KOH telah
dipakai mendayai stasion relay televisi. Semua reaksi di tabel 8.3 akan
menghasilkan sel dengan potensial sekitar satu volt.
Sel telah dibuat berdasarkan oksidasi karbon menjadi karbon dioksida.
Dibutuhkan suhu yang relatif tinggi (500 sampai 700oC). Satu versi memakai
elektrolit leburan sodium karbonat. Reaksinya adalah
Anoda C + 2 CO32-  3 CO2 + 4 eKatoda O2 + 2 CO2 + 4 e-  2CO32Reaksi over allnya adalah sederhana
C + O2  CO2
Salah satu kesulitan sel bersuhu tinggi adalah susunan bahannya dapat terkorosi
dengan cepat. Kerugian ini harus diseimbangkan dengan penambahan enegi
yang tersedia pada suhu tinggi.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
47dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Hidrokarbon seperti metana, propana, dan dekana telah dioksidasi secara
berhasil dalam sel bahan bakar, bahkan pada suhu di bawah 100oC. Kita dapat
mengharapkan dengan demikian bahwa alat ini akan sangat meningkat di masa
datang.
Sebagai alternatif dari oksidasi langsung hidrokarbon pada elektroda, zat
dapat dibentuk kembali pada suhu tinggi oleh reaksi
CH4 + 2 H2O  CO2 + 4 H2
Hidrogen kemudian dioksidasi pada anoda. Metoda ini mungkin menjadi yang
paling sukses dalam memakai hidrokarbon dan karbon itu sendiri sebagai bahan
bakar elektrokimia.
V. Rangkuman
SOAL SOAL:
1. Hitung potensial sell dan tentukan reaksi sell untuk masing-masing sell ini
(data dalam tabel 8.1)
a). Ag(s)Ag+(aq.a = 0,01) Zn2+( a = 0,1) Zn(s);
b).
Pt(s)Fe2+(aq.a
=
0,1).Fe3+(aq.a
=
0,1)Cl-(aq.
a
=
0,001)
AgCl(s)Ag(s);
c). Zn(s)ZnO22- (aq.a = 1) ,OH-(aq.a = 1) HgO(s) Hg(l).
2. Hitung konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi sell pada soal 1
3. Dari data dalam Tabel 8.1 hitung konstanta kesetimbangan untuk masingmasing reaksi dibawah ini :
a. Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+ ;
b. Zn2+ + 4CN-  Zn(CN)42-;
c. 3H2O + Fe  Fe(OH)3(s) + 3/2 H2
d. Fe + 2Fe3+  Fe2+
e. 3HsnO-2 + Bi2O3 + 6H2O + 3 OH-  2Bi + 3Sn(OH)62f. PbSO4(s)  Pb2+ + SO424. Perhatikan sel berikut ini
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
48dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
Hg(l) Hg2SO4(s) FeSO4(s)(aq,a = 0,01) Fe(s)
a. Tuliskan reaksi sel
b. Hitunglah potensial sel, konstanta kesetimbangan untuk reaksi sel, dan
perubahan energi Gibbs standart,Go pada 25oC (data di tabel 8.1)
5. Potensial standart pada 25oC adalah
Pd2+(aq) + 2e-  Pd(s),
o = o,83 V
PdCl42- (aq) + 2e-  Pd(s) + 4Cl-(aq), o = 0,64V
a. Hitung konstanta kesetimbangan untuk reaksi Pd2+ + 4Cl-  PdCl42b. Hitunglah Go reaksi ini.
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES)
Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229
Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001
Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]
FORMULIR MUTU
BAHAN AJAR/DIKTAT
No. Dokumen
FM-01-AKD-07
No. Revisi
02
Hal
49dari 49
Tanggal Terbit
27 Februari 2017
DAFTAR PUSTAKA
1.
Atkins, P.W., 1990. Physical Chemistry.3rd Ed. Oxford: Oxford University Press.
2.
Castellan, G.W., 1983. Physical Chemistry.3rd Ed. Canada. Addison-Wesley Publishing
Company.
3.
Alberty, R. A. 1987. Physical Chemistry. New York: John Wiley and Sons
4.
Atkins, P. W. 1994. Kimia Fisika, terjemahan oleh Irma I.K. Jakarta: Penerbit Erlangga
5.
Dogra, S.K. dan Dogra, S. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta: Penerbit Universitas
Indonesia
Dibuat oleh :
Dilarang memperbanyak sebagian atau seluruh isi dokumen
tanpa ijin tertulis dari BPM UNNES
Diperiksa oleh :
Download