Reaksi Redoks dan Elektrokimia
|
Pengantar
|
Tahukah
Anda mengapa logam besi dapat mengalami korosi atau berkarat? Bagaimana reaksi kimia terjadinya proses perkaratan
pada logam besi tersebut? Mengapa lapisan cat pada peralatan yang terbuat dari
logam besi jika telah retak dapat menyebabkan proses perkaratan logam besi di dalamnya menjadi
lebih cepat? Apakah Anda pernah
membayangkan bagaimana cara melindungi pipa-pipa besi yang berada di
dalam tanah dan dasar laut agar tidak mengalami perkaratan?
Pertanyaan-pertanyaan tersebut merupakan
sebagian dari permasalahan yang akan dibahas dalam bab ini dan masih banyak
pertanyaan lain yang jawabannya dapat ditemukan dalam pembahasan bab Redoks dan
Elektrokimia ini, seperti bagaimana cara menyepuh/melapisi logam perhiasan
dengan emas, bagaimana cara mengambil gas oksigen dari air, mengapa baterai
dapat menyimpan energi listrik, dan lain-lain.
Reaksi
Redoks dan Sel Elektrokimia
1.
Reaksi Redoks
1.1 Pengertian Raeaksi Redoks
Reaksi redoks
merupakan reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi adalah reaksi
penangkapan elektron atau reaksi terjadinya penurunan bilangan oksidasi.
Sedangkan reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron atau reaksi
terjadinya kenaikan bilangan oksidasi. Contoh reaksi redoks dalam kehidupan
sehari-hari adalah reaksi perkaratan besi dan pengisian aki pada kendaraan
bermotor.
4 Fe +
3 O2 → 2 Fe2O3
bo Fe = 0 bo O = nol bo Fe = +3, bo O = –2
Jadi, reaksi redoks adalah reaksi
penerimaan dan pelepasan elektron (adanya transfer elektron), atau reaksi
redoks adalah reaksi terjadinya penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi
(adanya perubahan biloks).
Contoh soal
1. Manakah
yang termasuk reaksi redoks:
A. NaOH +
HCl → NaCI + H2O
B. Ag+(aq)
+ Cl–(aq) → AgCl(s)
C. CaCO3 → CaO + CO2
D. CuO + CO → Cu + CO2
E. NH3 + H2O → NH4OH
Jawab: D
Perhatikan atom Cu dari biloks +2 (pada CuO) berubah
menjadi nol (pada Cu). Jika satu
atom mengalami perubahan biloks, maka pasti akan diikuti oleh perubahan biloks
unsur yang lain.
Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.
Contoh fenomena alam yang melibatkan reaksi redoks
Gambar 1.2 Besi berkarat Gambar 1.2 Pembakaran
terdiri dari reaksi redoks yang melibatkan
radikal
bebas
1.2 Oksidator dan reduktor
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan
untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator
atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa
lain, sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima"
elektron, ia juga disebut sebagai penerima elektron.
Oksidator bisanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan
bilangan oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O72−,
OsO4)
atau senyawa-senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan
mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan
untuk mereduksi senyawa lain
dikatakan sebagai reduktif dan
dikenal sebagai reduktor atau agen
reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia
sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia
juga disebut sebagai penderma elektron.
Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li,
Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logam-logam ini akan memberikan
elektronnya dengan mudah. Reduktor jenis lainnya adalah reagen transfer
hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen
ini digunakan dengan luas dalam kimia organik, terutama dalam reduksi senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode
reduksi lainnya yang juga berguna melibatkan gas hidrogen (H2)
dengan katalis paladium, platinum, atau nikel, Reduksi
katalitik ini utamanya digunakan pada reduksi ikatan rangkap dua atau tiga
karbon-karbon.
Cara yang mudah untuk melihat proses
redoks adalah, reduktor mentransfer elektronnya ke oksidator. Sehingga dalam
reaksi, reduktor melepaskan elektron dan teroksidasi, dan oksidator mendapatkan
elektron dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat dalam
sebuah reaksi disebut sebagai pasangan
redoks.
1.3 Contoh reaksi redoks
Keseluruhan reaksi ini dapat
dituliskan sebagai dua reaksi setengah:
Penganalisaan masing-masing reaksi
setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak
terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang
berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi
pada reaksi reduksi.
Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul,
sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen
teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi
dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1.
Ketika reaksi oksidasi dan reduksi
digabungkan, elektron-elektron yang terlibat akan saling mengurangi:
1.4 Reaksi
penggantian
Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi substitusi.
Komponen redoks dalam tipe reaksi ini ada pada perubahan keadaan oksidasi
(muatan) pada atom-atom tertentu, dan bukanlah pada pergantian atom dalam
senyawa.
Sebagai contoh,
reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:
Persamaan ion dari reaksi ini
adalah:
Setengah reaksi untuk reaksi redoks
tersebut adalah:
Contoh-contoh lainnya:
·
Besi(II)
teroksidasi menjadi besi(III)
Fe2+ →
Fe3+ + e−
H2O2 + 2 e−
→ 2 OH−
Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah:
2Fe2+
+ H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O
2NO3−
+ 10e− + 12 H+ → N2 + 6H2O
·
Besi
akan teroksidasi menjadi besi(III) oksida dan oksigen akan tereduksi membentuk
besi(III) oksida (umumnya dikenal sebagai perkaratan):
4Fe
+ 3O2 → 2 Fe2O3
·
Pembakaran hidrokarbon, contohnya pada mesin pembakaran
dalam, menghasilkan air, karbon dioksida, sebagian kecil karbon monoksida, dan energi panas. Oksidasi penuh bahan-bahan yang mengandung karbon akan
menghasilkan karbon dioksida.
·
Dalam
kimia organik, oksidasi selangkah (stepwise
oxidation) hidrokarbon menghasilkan air, dan berturut-turut alkohol, aldehida atau keton, asam karboksilat, dan kemudian peroksida.
1.5 Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks
Cara penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat
dilakukan dengan dua cara, yaitu cara setengah reaksi dan cara perubahan
bilangan oksidasi.
a.
Cara
Setengah Reaksi
Cara penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan
cara setengah reaksi, yaitu dengan melihat elektron yang diterima atau
dilepaskan. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan jumlah elektronnya. Cara
ini diutamakan untuk reaksi dengan suasana reaksi telah diketahui. Cara
penyetaraan:
Tahap 1
: Tuliskan setengah reaksi untuk
kedua zat yang akan direaksikan.
Tahap 2
: Setarakan unsur yang mengalami
perubahan biloks.
Tahap 3
: Tambahkan satu molekul H2O
pada:
- Suasana
asam: pada yang kekurangan atom O.
- Suasana basa: pada yang kelebihan atom O.
Tahap 4 : Setarakan
atom hidrogen dengan cara:
-
Suasana asam: dengan menambahkan ion H+.
- Suasana basa: dengan menambahkan ion OH–.
Tahap 5 : Setarakan
muatan dengan menambahkan elektron.
Tahap 6 : Samakan jumlah elektron
yang diterima dengan yang dilepaskan, kemudian di jumlahkan.
Contoh soal:
1) Setarakan reaksi:
MnO4- + Cl– →
Mn2+ + C12 (asam)
b.o Mn = +7 ; b.o Cl- = –1 ; b.o Mn2+ = +2 Cl2 = 0
Jawab:
Tahap 1 : Mn→ Mn2+
Cl– → C12
Tahap 2 : MnO4- → Mn2+
2Cl–→
C12 (atom Cl disetarakan ×2)
Tahap 3 : MnO4- → Mn2+ + 4H2O (atom O
disetarakan)
2Cl–→ Cl2
Tahap 4 : 8H+
+ MnO4- → Mn2+ + 4H2O (atom H
disetarakan)
2C1–
→ Cl2
Tahap 5 : 5e– + 8H+ + MnO4-
→ Mn2+ + 4H2O
(jumlah muatan kiri = kanan)
2C1–
→ Cl2 + 2e–
Tahap 6 :
Reaksi I × 2
: 10e– + 16H+
+ 2MnO4- → 2Mn2+ + 8H2O
16H+
+ 2MnO4 – + 10Cl– → 2Mn2+ + 8H2O
+ 5C12
2) Setarakan reaksi:
2Br2
+ 2I- → 4Br– + I2 (basa)
Jawab
:
Tahap
1 : Br2 → Br–
2I- → I2
Tahap 2 : Br2
→ 2Br– (setarakan atom Br)
2
I- → I2
Tahap 3 : Br2
→ 2Br–
2I-
→ I2 + H2O
(setarakan atom O)
Tahap
4 : Br2 → 2Br–
2OH– + 2I- → I2
+ H2O (setarakan atom H)
Tahap 5 : 2e– + Br2 → 2Br– (x2)
Br2 + 2OH– + 2I- → 2Br-
+ I2 + 2H2O
Tahap
6 : 4e– + 2Br2 → 4Br– (x2)
2Br2 + 2OH– + 2I- → 4Br-
+ I2 + 2H2O
b.
Cara
Perubahan Bilangan Oksidasi
Cara penyetaraan persamaan reaksi dengan
cara perubahan bilangan oksidasi, yaitu dengan cara melihat perubahan bilangan
oksidasinya. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan perubahan bilangan
oksidasi. Pada cara ini suasana reaksi tidak begitu mempengaruhi, meskipun
suasana reaksi belum diketahui, penyetaraan dapat dilakukan.
Tahap 1 : Setarakan unsur yang mengalami
perubahan biloks.
Tahap 2 : Tentukan biloks masing-masing unsur yang mengalami perubahan
biloks.
Tahap 3 : Tentukan perubahan biloks.
Tahap 4 : Samakan kedua perubahan biloks.
Tahap 5 : Tentukan jumlah muatan di ruas
kiri dan di ruas kanan.
Tahap 6 : Setarakan muatan dengan cara:
- Jika muatan di sebelah kiri lebih
negatif, maka ditambahkan ion H (asam)
-
Jika muatan di sebelah kiri lebih positif, maka ditambahkanion –OH
(basa)
Tahap 7 : Setarakan hidrogen dengan
menambahkan H2O.
Contoh
Soal:
1) Setarakan reaksi:
MnO + PbO2 → Mn
+ Pb2+ (asam)
Jawab:
Tahap
1 : Unsur yang mengalami
perubahan oksidasi sudah setara yaitu Mn dan Pb:
MnO
+ PbO2 → Mn +
Pb2+
Tahap 2, 3 : Menentukan biloks Mn dan Pb:
MnO
+ PbO2 → Mn
+ Pb2+
+5
–2
PbO2 × 5
0 8
Tahap 6 : Di ruas
kiri lebih bermuatan negatif (0), agar jumlah muatan kiri sama dengan
muatan kanan,maka ruas kiri ditambah 8
ion H+ (suasana asam)
2MnO + 5PbO2 + 8H+ →
2Mn + 5Pb2+
Tahap 7 : Menyetarakan atom H dengan menambah H2O di ruas kanan.
2MnO + 5PbO2 + 8H+ →
2Mn + 5Pb2+ + 4H2O
Periksa jumlah atom O, jika sudah setara
berarti reaksi benar.
2) Setarakan reaksi:
Cl2 + Zn2+ → Cl
+ Zn (suasana basa)
Jawab:
Tahap 1 : Unsur Cl disetarakan
C12 + Zn2+ → 2C1
+ Zn
Tahap
2, 3 : Biloks Cl dihitung
untuk 2 atom Cl:
Cl2 +
Zn2+ →
2Cl + Zn
+5 +1
Zn2+ × 5
+10 –2
Tahap 6 : Di ruas kiri lebih bermuatan
positif (+10) maka ditambahkan ion OH–, berarti suasana basa.
12OH– + C12 + 5Zn2+ → 2C1
+ 5Zn
Tahap 7 :
12OH– + C12 + 5Zn2+ → 2C1
+ 5Zn + 6H2O
Periksa
jumlah atom O, jika sudah setara berarti reaksi benar.
Latihan
1. Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara setengah reaksi.
a. CuS + HNO3 →
Cu(NO3)2 + S + H2O + NO
b. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O +
Cl
c. I– + NO → I2
+ NO (suasana asam)
d. CrI3 + KOH + Cl2
→ K2CrO4 + KIO4
+ KCl + H2O (suasana basa)
e. Bi2O3 +
NaOH + NaOCl → NaBiO3 + NaCl + H2O
f. H + BrO– → Br-
+ P
(suasana basa)
2.
Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara perubahan bilangan oksidasi.
a. NH3 + O2 → NO +
H2O
b. CuO + NH3 → N2 + H2O + Cu
c. KClO3 + H2SO4
→ KHSO4 + O2 + ClO2
+ H2O
d. Sn + HNO3 → SnO2 + NO2 + H2O
e. I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O
f. KBr + H2SO4 → K2SO4
+ Br2 + SO2 + H2O
3. a. Setarakan persamaan reaksi redoks
berikut.
M + H2O2 → Mn2+
+ O2 (suasana asam)
b. Berapa volume gas
oksigen yang terbentuk pada keadaan standar (STP) untuk 1 sgram H2O2
(Ar H = 1, O = 16)?
4. a.
Setarakan persamaan reaksi redoks berikut ini! M + Cl–
→ Mn2+ + Cl2
(asam)
b.
Berapa gram KMnO4 yang dibutuhkan untuk menghasilkan 112 liter gas
Cl2 pada keadaan standar (STP) (Ar K = 39, Mn = 55, O = 16)?
5. Berapa jumlah mol elektron pada reaksi redoks berikut?
HNO3 + HI
→ NO + I2 + H2O
2. Sel Elektrokimia
Dengan
diketahuinya bahwa reaksi redoks melibatkan transfer elektron, reeaksi tersebut
dapat dimanfaatkan untuk membangkitkan arus listrik, yang merupakan aliran
elektron dari potensial tinggi ke potensial rendah. Batere adalah jenis sel
elektrokimia, yaitu sistem yang terdiri dari elektroda tercelup dalam suatu
elektrolit, dimana reaksi kimia yang terjadi dapat digunakan atau dapat
membangkitkan arus listrik. Sel elektrokimia ada dua macam yaitu sel volta atau
sel galvani dan sel elektrolisis.
a. Sel Galvani(Elektrik) atau Sel Volta
Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat
menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang
spontan. Dalam sel, oksidasi terjadi di
salah satu elektroda, dan reduksi berlangsung di elektroda lainnya. Elektron
akan bermigrasi dari satu elektroda ke elektroda lainnya.
(a) Struktur sel
Bila Anda celupkan dua logam dengan
kecenderungan ionisasi yang berbeda dalam
larutan elektrolit (larutan elektrolit), dan menghubungkan kedua elektroda
dengan kawat, sebuah sel akan tersusun (Gambar 1). Pertama, logam dengan
kecenderungan lebih besar terionisasi akan teroksidasi, menghasilkan kation,
dan terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yang dihasilkan akan
bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat.
Pada logam dengan
kecenderungan ionisasi
lebih rendah, kation akan direduksi dengan menerima elektron
yang mengalir ke elektroda.
Gambar 1 Diagram skematik sel.
Logam dengan kecenderungan ionisasi lebih
besar disebut elektroda negatif dan elektroda dengan kecenderungan ionisasi
rendah disebut elektroda positif.
Di abad ke-18, arah arus listrik
ditentukan sembarang sehingga arus mengalir dari logam dengan kecenderungan
ionisasi rendah ke yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi. Harus diakui,
pada waktu itu sifat arus listrik sebenarnya, yakni aliran elektron, belum
diketahui. Sebenarnya arus adalah kebalikan dari arah aliran elektron.
Elektroda tujuan arus disebut dengan elektroda negatif dan asal arus disebut
elektroda positif.
(b)
Sel Daniell
Contoh
sel galvani adalah sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 2. Jika
kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang
dapat dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel
tersebut. Salah satu contoh sel volta adalah sel elektrokimia yang terdiri atas
elektroda Zn yang dicelupkan kedalam larutan ZnSO4 dan elektroda Cu
yang dicelupkan dalam larutan CuSO4. Gambar 2 menunjukkan mekanisme
sel yang paling populer, sel Daniell, yang ditemukan oleh kimiawan Inggris John
Frederic Daniell (1790-1845).
Gambar 1.4 Sel Daniell cell.
Elektrode negatif terdiri atas zink/zink sulfat dan elektroda positifnya adalah
elektroda tembaga/tembaga sulfat
Dalam sel Daniell, dua elektroda logam
dicelupkan dalam larutan logam sulfatnya. Elektroda negatif terdiri atas zink
dan larutan zink sulfat dalam air, dan elektroda positifnya terdiri atas
tembaga dan larutan tembaga sulfat dalam air. Kedua elektroda ini biasanya
ditandai sebagai Zn/ZnSO4(aq) dan Cu/CuSO4(aq). Kadang
simbol lebih sederhana,yakni Zn/Zn2+, juga digunakan. Pelat berpori
atau material yang mirip digunakan untuk memisahkan kedua larutan dan pada saat
yang sama memungkinkan kation bermigrasi dari elektroda negatif ke elektroda
positif.
Pada elektroda zink, reaksi berikut berlangsung.
Zn → Zn2+(aq) + 2e–
Di sini zink dioksidasi, dan dengan
demikian elektroda zink adalah elektroda negatif. Pada elektroda tembaga,
reaksi berikut berlangsung.
2e– + Cu2+(aq) → Cu
Di sini tembaga direduksi dan dengan
demikian tembaga adalah elektroda positif.. Reaksi total adalah sebagai
berikut.
Zn + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu
atau
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Sel Daniell sering pula dimodifikasi
seperti yang terlihat pada gambar 2. Kedua setengah sel dihubungkan dengan
jembatan garam.
Gambar
1.5 Sel Daniell dengan
jembatan garam
Ketika
sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi
Zn2+ yang larut.
Zn(s) → Zn2+(aq)
+ 2e- (reaksi
oksidasi)
Hal
ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah
reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi
pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.
Cu2+(aq)
+ 2e- →
Cu(s) (reaksi reduksi)
Pada
sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai
katoda.
Ketika
sel Daniell “disetting”, terjadi arus elektron dari elektroda seng (Zn) ke elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat
luar. Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan
dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke
kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena
dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan
dengan ion SO42-yang ada).
Reaksi
total yang terjadi pada sel Daniell adalah :
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq)
+ Cu(s)
Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks
yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu
rangkaian sel elektrokimia.
(c)
Jembatan Garam
Jembatan garam biasanya berupa tabung berbentuk U yang
diisi dengan agar-agar yang dijenuhkan dengan KCl. Jembatan garam berfungsi
untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. Karena konsentrasi
larutan elektrolit pada jembatan garam lebih tinggi daripada konsentrasi
elektrolit di kedua bagian elektroda, maka ion negatif dari jembatan garam
masuk ke salah satu setengah sel yang kelebihan muatan positif dan ion positif
dari jembatan garam berdifusi ke bagian lain yang kelebihan muatan negatif.
Dengan adanya jembatan garam terjadi aliran electron
yang kontinu melalui kawat pada rangkaian luar dan aliran ion-ion melalui
larutan sebagai akibat dari reaksi redoks yang spontan yang terjadi pada kedua
elektroda.
Jika
kedua elektrolit pada sel dipisahkan sama sekali tanpa adanya jembatan garam,
maka dapat dilihat bahwa aliran electron akan segera berhenti. Hal ini terjadi
karena pada kedua elektroda terjadi ketidaknetralan listrik, di satu
bagian kelebihan muatan positif dan di
bagian lain kelebihan muatan negatif. Dengan adanya jembatan garam dapat
terjadi penetralan muatan listrik di setiap elektroda melalui difusi ion-ion,
akan tetapi kedua larutan elektroda tetap dapat dijaga untuk tidak saling
bercampur secara bebas, sebab kalau dibiarkan bercampur maka ion-ion Cu2+
akan bereaksi langsung dengan elektroda Zn, dan electron tidak akan mengalir
melalui kawat pada rangkaian luar.
Penggunaan
agar-agar mempunyai keuntungan, diantaranya menjaga agar larutan elektrolit
di satu bagian elektroda tidak mengalir
ke bagian elektroda lainnya saat permukaan kedua larutan elektrolit di kedua
elektrolit berbeda.
Adanya
jembatan garam menyebabkan adanya pertemuan cairan elektrolit. Hal ini menyebabkan
munculnya poteSnsial
perbatasan di kedua cairan, tapi potensial cairan-perbatasan (Ej) antara
larutan KCl (pekat dalam agar-agar) dengan larutan encer pada setengah sel
sangat kecil. Hal ini terjadi karena larutan KCl yang digunakan pekat sehingga potensial perbatasan terutama
ditentukan oleh ion-ion dari larutan tersebut, sementara ion-ion dari larutan
encer memberikan kontribusi yang dapat
diabaikan terhadap potensial perbatasan.
Karena
mobilitas ion K+ dan Cl- dalam air hampir sama, maka
ion-ion ini berdifusi keluar dari jembatan garam ke dalamlarutan encer pada
kecepatan yang hampir sama dan oleh karena itu potensil perbatasannya juga
sangat kecil.
Pertemuan
cairan perbatasan dengan adanya jembatan garam ada dua pertemuan yakni antara
KCl jenuh dengan kedua larutan encer dari setiap bagian elektroda. Hal ini akan
semakin memperkecil potensial perbatasan nettonya karena adanya pengurangan
sebagai akibat dari arahnya yang saling berlawanan.
(d)
Cara
Penulisan Sel Volta
Pada reaksi Zn(s) +
Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s), penulisan sel
volta dapat disingkat sebagai
berikut:
Zn
l Zn2+ ll Cu2+ l Cu
— Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa
— Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda
— Garis putus – putus menyatakan adanya jembatan garam
pada sel elektrokimia
— Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda &
katoda dapat saling bereaksi
Pada reaksi ini,
reaksi oksidasi pada anoda selalu d tulis di sebelah kiri dari reaksi reduksi
dan katode ditulis sebelah kanan.
(e) Potensial
Elektroda
Andaikan kita mengukur perbedaan
potensial ΔV antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus
listrik yang dihasilkan mengalir. Nilai limit atau perbedaan potensial bila
arus listriknya nol disebut dengan gaya gerak listrik (potensial) sel.
Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan
konsentrasi serta temperatir larutan elektrolit. Untuk sel Daniell, potensial
pada 25 C° adalah 1,10 V ketika konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+
sama.
c.
Standar Potensial
Bila elektroda Cu/CuSO4 dalam sel Daniell diganti dengan
elektroda Ag/AgNO3, potensial sel adalah 1,56 V, yang lebih besar
dari potensial sel Daniell. Jadi potensial sel bervariasi dengan cukup besar
bergantung jenis bahan elektroda. Jadi, metoda berikut digunakan untuk
membandingkan potensial berbagai jenis sel.
Standarisasi potensial
· Konsentrasi
dan temperatur larutan elektrolit dipertahankan pada kondisi tetap, yakni 1
molar dan 25oC (S.T.P). Nilai percobaan diekstrapolasikan ke nilai
standar ini.
· Sebuah
sel disusun dengan elektroda umum yang berperan sebagai elektroda standar.
· Potensial
sel ditentukan termasuk tandanya (yakni elektroda mana yang akan berperan
sebagai elektroda positif ditentukan).
· Berdasarkan
definisi, kontribusi elektroda standar pada potensial sel adalah nol. Maka
perbedaan potensial adalah nilai khas elektroda tersebut. Nilai ini yang
disebut dengan potensial elektroda normal elektroda tersebut.
· Potensial
sel sama dengan jumlah potensial standar elektrodanya.
Dalam elektroda hidrogen normal, yang
terdiri atas hidrogen dan asam klorida, H2 (g,1 atm)/H+
(HCl, 1 mol dm–3), digunakan sebagai elektroda standar. Dalam
elektroda ini, gas hidrogen berkontak dengan larutan yang mengandung proton
(biasanya asam khlorida). Karena hidrogen bukan konduktor, pelat platina
teraktivasi digunakan sebagai pelat elektroda. Reaksi elektrodanya adalah
1/2 H2 → H+
+ e–
Diasumsikan bahwa platina akan
mengkatalisis pemecahan molekul hidrogen menjadi atom hidrogen. Kemudian sangat
besar kemungkinannya atom hidrogen ini akan terlibat dalam reaksi elektroda.
a.
Potensial elektroda
normal
Gambar 4 Potensial elektroda
standar
Jika elektroda ZnIZn2+ dihubungkan
dengan elektroda H2IH+ ternyata voltmeter menunjukkan
angka 0,76 volt. Reaksi yang terjadi adalah:
Anode : Zn à Zn2+ + 2e-
(oksidasi)
Katode : 2H+ + 2e- à H2 (reduksi)
-------------------------------------------------
Reaksi sel : Zn + 2H+ à Zn2+ + H2 E 0sel = 0,76 Volt
Reaksi tersebut dapat pula ditulis dengan diagram sel:
Zn I Zn2+ II H+ I H2 E0=0,76 Volt
Oleh karena Zn mengalami reaksi oksidasi, maka
0,76 volt tersebut merupakan potensial oksidasi untuk Zn I Zn2+.
Jika logam Zn diganti dengan logam Cu,
voltmeter menunjukkan ngka 0,34 volt, tetapi elektron mengalir dari H ke Cu.
Reaksinya :
Anode : H2 à 2H+
+ 2e- (oksidasi)
Katode : Cu2+ + 2e- à Cu (reduksi)
-----------------------------------------------
Reaksi sel : H2 + Cu2+ à 2H+ + Cu E0sel=
0,34
Reaksi tersebut dapat ditulis:
H2 I H+ II Cu2+ I Cu E0 = 0,34
volt
Oleh karena Cu mengalami reaksi reduksi maka harga
potensial 0,34 volt disebut potensial reduksi. Potensial reduksi Cu2+
I Cu = 0,34 volt maka besarnya potensial oksidasi = -0,34 volt.
ssPotensial sel dapat dihitung dengan cara
menjumlahkan potensial sel setengah oksidasi dan setengah sel reduksi atau
dapat pula dihitung dari potensial elektroda masing-masing dengan rumus sebagai
berikut:
E0sel = E0reduksi – E0oksidasi
E0reduksi : potensial elektroda zat yang mengalami
reaksi reduksi
E0oksidasi : potensial elektroda zat yang mengalami
reaksi oksidasi
Potensial elektroda normal
elektroda-elektroda penting diberikan di Tabel 1 (terlampir)
Berdasarkan contoh di atas, diharapkan
bahwa elektroda yang terbuat dari logam dengan kecenderungan ionisasi besar
akan memiliki potensial elektroda normal negatif besar dan elektroda yang
terbuat dari halogen dengan keelektronegativan besar akan memiliki potensial
elektroda positif. Dan faktanya memang potensial elektroda berikut Li+
+ e– → Li dan
F2(g) + 2e– → 2F–
berturut-turut adalah -3,045 V dan +2,87 V.
Dengan kata lain Li merupaka unsur yang paling
kuat daya reduksinya. Dari daftar potensial tersebut, kita dapat mengurutkan
kereaktifan logam-logam dari unsur logam paling reaktif sampai yang paling
sukar bereaksi. Deret kereaktifan itu adalah:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,
H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Dari kiri ke kanan kereaktifan berkurang.
Unsur-unsur disebelah kiri hidrogen lebih mudah teroksidasi daripada unsur
disebelah kanannya. Berdasarkan harga potensial elektroda standar dapat
ditentukan berlangsung tidaknya suatu reaksi. Suatu reaksi redoks dapat
berlangsung spontan jika potensial selnya positif, tetapi jika potensial selnya
berharga negatif maka reaksi redoks tidak dapat berlangsung.
(f) Contoh Sel Volta
a. Sel
Aki (Baterei Timbal)
Nilai sel terletak pada kegunaannya. Di
antara berbagai sel, sel timbal (aki) telah digunakan sejak 1915. Berkat sel
aki ini, mobil dapat mencapai mobilitasnya, dan akibatnya menjadi alat
transportasi terpenting saat ini. Baterai timbal dapat bertahan kondisi yang
ekstrim (temperatur yang bervariasi, shock mekanik akibat jalan yang rusak,
dsb) dan dapat digunakan secara kontinyu beberapa tahun.
Dalam sel aki, elektroda negatif adalah
logam timbal dan elektroda positifnya adalah timbal yang dilapisi timbal
oksida, dan kedua elektroda dicelupkan dalam asam sulfat, larutan
elektrolitnya. Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut:
Anoda: Pb + HSO4-→ PbSO4 + H+ +2e–
Tidak ada komentar:
Posting Komentar