Rabu, 18 Januari 2012

redoks dan elektrokimia


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

       Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin
  H2 + F2               2HF
         Keseluruhan reaksi ini dapat dituliskan sebagai dua reaksi setengah:
         reaksi oksidasi:  H2            2H+ + 2e-
         reaksi reduksi:   F2 +2e-              2F-
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:
    H2                 2H+ + 2e-
F2 +2e-             2F-           
H2 + F2                            2H+ +   2F-
     
          dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:
H2 + F2                            2H+ +   2F-             2HF

   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:
                            Fe + Cu SO4               FeSO4 + Cu
Persamaan ion dari reaksi ini adalah:
       Fe + Cu 2+            Fe2+  + Cu
          Setengah reaksi untuk reaksi redoks tersebut adalah:
          Reaksi oksidasi:                   Fe            Fe2+ + 2e-
Reaksi reduksi:          Cu2+ + 2e-           Cu

   

Contoh-contoh lainnya:

·         Besi(II) teroksidasi menjadi besi(III)
Fe2+ → Fe3+ + e
Hidrogen peroksida tereduksi menjadi hidroksida dengan keberadaan sebuah asam:
H2O2 + 2 e → 2 OH
Persamaan keseluruhan reaksi di atas adalah:
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O
·         Denitrifikasi, nitrat tereduksi menjadi nitrogen dengan keberadaan asam:
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
Reaksi II × 5 :                              10Cl–     → 5C1+ 10e
                                                          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)
2OH + 2I-           → I2 + H2O + 4 e
Br2 + 2OH + 2I- → 2Br- + I2 + 2H2O
      Tahap 6 :               4e + 2Br2               → 4Br                                (x2)
2OH + 2I-           → I2 + H2O + 4 e
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+
                              +2        +4               +7           +2

                                 +5                         –2
Tahap 4 :   MnO         × 2           2Mn + 5PbO2   →   2Mn + 5Pb2+
PbO2         × 5
   Tahap 5 : 2MnO  +   5PbO2      →       2 Mn   +    5Pb2+
                            
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
                  0               +2             +10             0

                       +5                              +1
     Tahap 4 :    C12        × 1              C12 + 5Zn2+ →  2C1 + 5Zn
                  Zn2+       × 5

Tahap 5 : C12    +    5Zn2+   →    2C1    +     5Zn


                                       +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