Elektrokimia

Pengertian dan Notasi Sel Elektrokimia. Dalam reaksi redoksterjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik dan ini digambarkan dalam sel volta atau sel galvani. Sedangkan jika energi listrik dialirkan dalam larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi redoks dan ini digambarkan dalam sel elektrolisis.

1. Sel Volta. Di Kelas X, Anda sudah belajar merancang-bangun sel volta sederhana untuk memahami bahwa dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang menghasilkan energi listrik, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.4. Oleh karena reaksi redoks dapat dipisahkan menjadi dua setengah reaksi, sel volta pun dapat dirancang menjadi dua tempat, yakni tempat untuk reaksi oksidasi dan tempat untuk reaksi reduksi. Kedua tempat tersebut dihubungkan melalui rangkaian luar (aliran muatan elektron) dan rangkaian dalam atau jembatan garam (aliran massa dari ion-ion).

Gambar 2.4 Sel volta sederhana

Jika kedua rangkaian dihubungkan, akan terjadi reaksi redoks di antara kedua setengah sel itu (lihat Gambar 2.5).
Persamaan reaksi ionnya:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Persamaan reaksi setengah selnya:

Pada elektrode Zn: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–
Pada elektrode Cu: Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s)

Gambar 2.5

Proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta. Logam Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn²⁺ dan melepaskan 2 elektron. Kedua elektron ini akan mengalir melewati voltmeter menuju elektrode Cu. Kelebihan elektron pada elektrode Cu akan diterima oleh ion Cu²⁺ yang disediakan oleh larutan Cu(NO₃)₂ sehingga terjadi reduksi ion Cu²⁺ menjadi Cu(s). Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan Zn(NO₃)₂ akan kelebihan ion Zn²⁺ (hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO₄ akan kelebihan ion NO₃^– sebab ion pasangannya (Cu²⁺) berubah menjadi logam Cu yang terendapkan pada elektrode Cu. Kelebihan ion Zn²⁺ akan dinetralkan oleh ion NO₃^– dari jembatan garam, demikian juga kelebihan ion NO₃^– akan dinetralkan oleh ion Na⁺ dari jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks.

Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat sebab kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya reaksi berhenti seketika. Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi (elektrode Zn) dinamakan anode, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektrode Cu) dinamakan katode. Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

Li →K→Ba→Ca→Na→Mg→Al→Nu→Zn→Cr→→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→(H)→Cu→Ag→Hg→Pt→Au

Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H⁺ untuk menghasilkan gas H₂, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H⁺(tidak bereaksi dengan asam). Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO₄. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu²⁺ (berasal dari CuSO₄) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)
atau
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Contoh Sel Elektrokimia 1

Manakah logam-logam berikut ini yang dapat bereaksi dengan larutan HCl untuk menghasilkan gas H₂?
K, Ba, Zn, Su, Ag, Hg, Pt, Cr, Pb

Jawab

Logam-logam yang tepat bereaksi dengan asam adalah logam yang terletak di sebelah kiri H dalam deret Volta yaitu K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb. Adapun logam-logam Ag, Hg, dan Pt terletak di sebelah kanan H sehingga tidak bereaksi dengan asam.
Jadi, logam yang dapat bereaksi dengan HCl adalah K, Ba, Zn, Sn, Cr, dan Pb.

Contoh Sel Elektrokimia 2

Manakah reaksi yang mungkin berlangsung dan tidak mungkin berlangsung?

a. Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)

b. Zn(s) + Na2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + 2 Na(s)

c. 2 Na(s) + MgCl2(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(s)

d. Cu(s) + Ni(NO3)2(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ni(s)

Jawab

Berdasarkan urutan sifat reduktornya dalam deret Volta, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, sedangkan reaksi b dan d tidak akan berlangsung. Jadi, reaksi yang mungkin berlangsung adalah a dan c, reaksi yang tidak mungkin berlangsung adalah b dan d.

2. Notasi Sel Elektrokimia

Misal Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Reaksi oksidasi (anode)

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^–

Reaksi reduksi (katode)

Cu²⁺(aq) + 2 e^– → Cu(s)

Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

dengan:

| = perbedaan fase

|| = jembatan garam

sebelah kiri || = reaksi oksidasi

sebelah kanan || = reaksi reduksi

Contoh Penulisan Reaksi dari Notasi Sel

Nyatakanlah diagram sel dari reaksi pada sel kombinasi berikut.

Jawab

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e. (oksidasi)

Br₂(aq) + 2 e^- → 2 Br(aq) (reduksi)

Diagram sel:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br.(aq)

Jadi, diagram sel untuk sel tersebut adalah Zn(s) | Zn2+(aq) || Br2(aq) | Br.(aq)

Contoh Penulisan Reaksi dari Notasi Sel

Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.

a. Ni(s) | Ni2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s)

b. Fe(s) | Fe2+(aq) || Au3+(aq) | Au(s)

Jawab
a. Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni²⁺(aq) + 2 e^–

Katode (reduksi) : Ag⁺(aq) + e– → Ag(s)

b. Anode (oksidasi) : Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e^–

Katode (reduksi) : Au³⁺(aq) + 3 e^– → Au(s)

3. Potensial Elektrode dan GGL Sel

Dalam sel elektrokimia, untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan menggerakkan ion-ion di dalam larutan menuju elektrode diperlukan suatu usaha. Usaha atau kerja yang diperlukan ini dinamakan aya erak istrik, disingkat GGL.

a. Makna GGL Sel

Kerja yang diperlukan untuk menggerakkan muatan listrik (GGL) di dalam sel bergantung pada perbedaan potensial di antara kedua elektrode. Beda potensial ini disebabkan adanya perbedaan kereaktifan logam di antara kedua elektrode. Nilai GGL sel merupakan gabungan dari potensial anode (potensial oksidasi) dan potensial katode (potensial reduksi). Dalam bentuk persamaan ditulis sebagai berikut.

GGL (Esel) = potensial reduksi + potensial oksidasi

Potensial reduksi adalah ukuran kemampuan suatu oksidator (zat pengoksidasi = zat tereduksi) untuk menangkap elektron dalam setengah reaksi reduksi. Potensial oksidasi kebalikan dari potensial reduksi dalam reaksi sel elektrokimia yang sama.

Potensial oksidasi = –Potensial reduksi

Tinjaulah setengah reaksi sel pada elektrode Zn dalam larutan ZnSO₄.

Reaksi setengah selnya sebagai berikut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–

Jika –EZn adalah potensial elektrode untuk setengah reaksi oksidasi, +EZn adalah potensial untuk setengah sel reduksinya:

Potensial oksidasi: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^– EZn = –EZn V

Potensial reduksi: Zn²⁺(aq) + 2e^– →Zn(s) EZn = EZnV

Sel elektrokimia yang terdiri atas elektrode Zn dan Cu dengan reaksi setengah sel masing-masing:

Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s) ECu = ECuV

Zn²⁺(aq) + 2e^– → Zn(s) EZn = EZnV

Nilai GGL sel elektrokimia tersebut adalah

E_sel = ECu + (–EZn) = ECu – EZn

Dengan demikian, nilai GGL sel sama dengan perbedaan potensial kedua elektrode. Oleh karena reaksi reduksi terjadi pada katode dan reaksi oksidasi terjadi pada anode maka nilai GGL sel dapat dinyatakan sebagai perbedaan potensial berikut.

E_sel = E_Reduksi – E_Oksidasi atau E_sel = E_Katode – E_Anode

Nilai potensial elektrode tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat dalam reaksi. Berapapun jumlah mol zat yang direaksikan, nilai potensial selnya tetap. Contoh:

Cu²⁺(a ) + 2e^– → Cu(s) ECu = ECu V

2Cu²⁺(a ) + 4e^– → 2Cu(s) ECu = ECu V

b. Potensial Elektrode Standar (E )

Oleh karena potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi standar. Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi yang diukur pada keadaan standar, yaitu konsentrasi larutan M (sistem larutan) atau tekanan atm (sel yang melibatkan gas) dan suhu o . Untuk mengukur potensial reduksi standar tidak mungkin hanya setengah sel (sel tunggal) sebab tidak terjadi reaksi redoks. Oleh sebab itu, perlu dihubungkan dengan setengah sel oksidasi. Nilai GGL sel yang terukur dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial sel yang dihubungkan (bukan nilai mutlak). Berapakah nilai pasti dari potensial reduksi?

Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak diketahui secara pasti. Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain diubah-ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial sel suatu elektrode tidak akan diketahui secara pasti, yang dapat ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu elektrode. Oleh karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan potensial elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah menetapkan elektrode standar sebagai rujukan adalah elektrode hidrogen, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.7.

Gambar 2.7 Elektrode hidrogen ditetapkan sebagai elektrode standar

Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H⁺ 1 M dengan tekanan gas H₂ 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar ini ditetapkan sama dengan nol volt atau E^o _{H+→ H2} = 0,00 V. Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan cara dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar, kemudian GGL selnya diukur. Oleh karena potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar ditetapkan sama dengan nol, potensial yang terukur oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel pasangannya.

Contoh Menentukan Potensial Elektrode Standar

Hitunglah potensial elektrode Cu yang dihubungkan dengan elektrode hidrogen pada keadaan standar jika voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt.

Jawab:

Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi:

Katode: Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s)

Anode: H₂(g) → 2H⁺(aq)

Nilai GGL sel:

E°_sel = E°_katode – E°_anode

0,34 V =E^o_Cu E^o H₂
0,34 V =E^o_Cu – 0,00 V → E^oCu = 0,34 V

Jadi, potensial reduksi standar untuk elektrode Cu adalah 0,34 volt. Berdasarkan Contoh diatas, potensial elektrode yang lain untuk berbagai reaksi setengah sel dapat diukur, hasilnya ditunjukkan pada Tabel 2.1.
Tabel 2.1 Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode

Reaksi reduksi	E°sel
Li+(aq) + e– ⇆ Li(s)	–3,04
Na+(aq) + e– ⇆ Na(s)	–2,71
Mg2+(aq) + 2e– ⇆ Mg(s)	–2,38
Al3+(aq) + 3e– ⇆ Al(s)	–1,66
2H2O(l) + 2e– ⇆ H2(g) + 2OH–(aq)	– 0,83
Zn2+(aq) + 2e– ⇆ Zn(s)	–0,76
Cr3+(aq) + 3e– ⇆ Cr(s)	– 0,74
Fe2+(aq) + 2e– ⇆ Fe(s)	– 0,41
Cd2+(aq) + 2e– ⇆ Cd(s)	– 0,40
Ni2+(aq) + 2e– ⇆ Ni(s)	–0,23
Sn2+(aq) + 2e– ⇆ Sn(s)	– 0,14
Pb2+(aq) + 2e– ⇆ Pb(s)	–0,13
Fe3+(aq) + 3e– ⇆ Fe(s)	– 0,04
2H+(aq) + 2e– ⇆ H2(s)	0,00
Sn4+(aq) + 2e– ⇆ Sn2+(aq)	0,15
Cu2+(aq) + e– ⇆ Cu+(aq)	0,16
Cu2+(aq) + 2e– ⇆ Cu(s)	0,34
Cu+(aq) + e– ⇆ Cu(s)	0,52
I2(s) + 2e– ⇆ 2I– (aq)	0,54
Fe3+(aq) + e– ⇆ Fe2+(aq)	0,77
Ag+(aq) + e– ⇆ Ag(s)	0,80
Hg2+(aq) + 2e– ⇆ Hg(l)	0,85
2Hg+(aq) + 2e– ⇆ Hg2 (aq)	0,90
Br2(l) + 2e– ⇆ 2Br–(aq)	1,07
O2(g) + 4H+(aq) + 4e– ⇆ 2H2O(l)	1,23
Cl2(g) + 2e– ⇆ 2Cl–(aq)	1,36
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e– ⇆ 2H2O(l)	1,78
S2O82– (aq) + 2e– ⇆ 2SO42–(aq)	2,01
F2(g) + 2e– ⇆ 2F–(aq)	2,87

c. Kekuatan Oksidator dan Reduktor

Data potensial reduksi standar pada Tabel 2.1 menunjukkan urutan kekuatan suatu zat sebagai oksidator (zat tereduksi).
Oksidator + ne– → Reduktor

Semakin positif nilai E°_sel, semakin kuat sifat oksidatornya. Sebaliknya, semakin negatif nilai E°sel, semakin lemah sifat oksidatornya. Berdasarkan data potensial pada Tabel 2.1, oksidator terkuat adalah gas fluorin (F₂) dan oksidator paling lemah adalah ion Li⁺. Reduktor paling kuat adalah logam Li dan reduktor paling lemah adalah ion F^–.

Reduktor → Oksidator + ne–

Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa suatu reduktor paling kuat merupakan oksidator yang paling lemah. Sebaliknya, suatu oksidator terkuat merupakan reduktor terlemah.

Contoh Menentukan Kekuatan Relatif at Pengoksidasi dan Pereduksi

Urutkan oksidator berikut menurut kekuatannya pada keadaan standar: Cl₂(g), H₂O₂(aq), Fe³⁺(aq).
Jawab:

Perhatikanlah data potensial reduksi pada Tabel 2.1. Dari atas ke bawah menunjukkan urutan bertambahnya kekuatan oksidator (zat tereduksi).

Cl₂(g) + 2e– → 2Cl– (aq) 1,36 V
H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq)+ 2e^– → 2H₂O(l) 1,78 V
Fe³⁺(aq) + e– → Fe²⁺(aq) 0,77 V

Jadi, kekuatan oksidator dari ketiga spesi itu adalah: H₂O₂(aq) Cl₂(g) Fe³⁺(aq).

Berdasarkan pengetahuan kekuatan oksidator dan reduktor, Anda dapat menggunakan Tabel 2.1 untuk memperkirakan arah reaksi reduksioksidasi dalam suatu sel elektrokimia. Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung secara spontan jika oksidatornya (zat tereduksi) memiliki potensial reduksi standar lebih besar atau GGL sel berharga positif.

Contoh Menentukan Arah Reaksi dari Potensial Elektrode Standar

Sel elektrokimia dibangun dari reaksi berikut.

Sn(s) Sn²⁺(aq) Zn²⁺(aq) Zn(s)

Apakah reaksi akan terjadi spontan menurut arah yang ditunjukkan oleh persamaan reaksi tersebut?

Jawab:

Pada reaksi tersebut, Sn sebagai reduktor (teroksidasi) dan Zn²⁺ sebagai oksidator (tereduksi). Potensial reduksi standar untuk masing-masing setengah sel adalah

Zn²⁺(aq) + 2e– → Zn(s) E° = –0,76 V

Sn²⁺(aq) + 2e– → Sn(aq) E° = –0,14 V

Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika zat yang berperan sebagai oksidator lebih kuat.

Berdasarkan nilai E°, Zn²⁺ merupakan oksidator lebih kuat dibandingkan dengan Sn²⁺. Oleh karena itu, reaksi akan spontan ke arah sebagaimana yang dituliskan pada persamaan reaksi.

Zn(s) + Sn²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Sn(aq)

Reaksi ke arah sebaliknya tidak akan terjadi sebab potensial sel berharga negatif.

d. Penentuan GGL Sel. Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan tabel potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif.

E_sel = (E_katode – E_anode) 0

Sel elektrokimia yang dibangun dari elektrode Zn dan Cu memiliki setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode berikut.

Zn²⁺(aq)+ 2e^– → Zn(s) E°= –0,76 V

Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s) E°= +0,34 V

Untuk memperoleh setengah reaksi oksidasi, salah satu dari reaksi tersebut dibalikkan.

Pembalikan setengah reaksi yang tepat adalah reaksi reduksi yang potensial setengah selnya lebih kecil. Pada reaksi tersebut yang dibalik adalah reaksi reduksi Zn²⁺ sebab akan menghasilkan nilai GGL sel positif. Pembalikan reaksi reduksi Zn²⁺ menjadi reaksi oksidasi akan mengubah tanda potensial selnya.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e– E° = +0,76 V

Cu²⁺(aq) + 2e– → Cu(s) E° = +0,34 V

Penggabungan kedua setengah reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks dengan nilai GGL sel positif.

Zn(s) → Zn²⁺(aq)+ 2e– E° = +0,76 V

Cu²⁺(aq) + 2e– →Cu(s) E° = +0,34 V

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) E°_sel = +1,10 V

Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.

E°_sel = E°_katode – E°_anode

E°_sel = E°_Cu – E°_Zn = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V

Contoh Menghitung GGL Sel dari Data Potensial Reduksi Standar

Hitunglah nilai GGL sel dari notasi sel berikut.

Al(s) Al³⁺(aq) Fe²⁺(aq) Fe(s)

Jawab:

Setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode standar masing-masing adalah:

Al³⁺(aq) + 3e– →Al(s) E° = –1,66 V

Fe²⁺(aq) + 2e– →Fe(s) E° = –0,41 V

Agar reaksi berlangsung spontan, Al dijadikan anode atau reaksi oksidasi. Oleh karena itu, setengah-reaksi Al dan potensial selnya dibalikkan:

Al(s) →Al³⁺(aq) + 3e– E° = +1,66 V

Fe²⁺(aq) + 2e– →Fe(s) E° = –0,41 V

Dengan menyetarakan terlebih dahulu elektron yang ditransfer, kemudian kedua reaksi setengah sel digabungkan sehingga nilai GGL sel akan diperoleh:

2Al(s) →2Al³⁺(aq) + 6e– E° = +1,66 V

3Fe²⁺(aq) + 6e– →3Fe(s) E° = –0,41 V

2Al(s) + 3Fe²⁺(aq) → 2Al³⁺(aq) + 3Fe(s) E° = 1,25 V

Posted in: