KESETIMBANGAN ELEKTROKIMIA

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani atau sel volta dan sel elektrolisis. Pada sel galvani reaksi redoks berlangsung secara spontan dan reaksi yang terjadi disertai pembebasan sejumlah energi. Pada proses elektrolisis reaksi redoks berlangsung tidak spontan, agar reaksi redoks dapat berlangsung maka diperlukan sejumlah energi dari luar. Energi yang diperlukan pada proses elektrolisis merupakan arus listrik searah. Penguraian zat-zat elektrolit dengan arus listrik searah disebut eletrolisis.

Perbedaan dari sel volta dengan sel elektrolisis sebagai berikut :

REDKUSI DAN OKSIDASI

Reaksi oksidasi reduksi adalah reaksi dimana terjadi transfer elektron dari satu zat ke zat yang lain.

 Oksidasi :

• pelepasan elektron ( dalam reaksi elektron berada di ruas kanan )
• menangkap oksigen
• melepas Hidrogen
• Bilangan Oksidasi (Biloks)nya bertambah

Reduksi :

• penangkapan elektron (dalam reaksi elektron berada di ruas kiri )
• melepas oksigen
• menangkap Hidrogen
• Bilangan Oksidasi (Biloks)nya berkurang

DERET VOLTA

       Apa itu deret volta? Deret volta adalah deret yang menyatakan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya. Jadi, kegunaan deret volta ini adalah untuk sebagai acuan apakah logam ini bisa bereaksi dengan ion logam lain.

Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au
Pada Deret Volta, unsur logam dengan potensial elektrode lebih negatif ditempatkan di bagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektrode yang lebih positif ditempatkan di bagian kanan.
Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

• Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron)
• Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi)

Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka

• Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron)
• Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)

Setengah reaksi
Setiap reaksi redoks dapat diekspresikan sebagai selisih dua reaksi setengah reduksi.
Contoh: reduksi ion-ion Cu2+ oleh Zn dapat diekspresikan sebagai selisih dua reaksi setengah berikut:

Reduksi Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s)
Reduksi Zn2+(aq) + 2 e- --> Zn(s)

Cu2+(aq) + Zn(s) --> Zn2+(aq) + Cu(s)

Atau reaksi dapat digambarkan sebagai berikut:
Reduksi Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s)
Oksidasi Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2 e-

Cu2+(aq) + Zn(s) --> Zn2+(aq) + Cu(s)

Zat-zat yang dioksidasi dan direduksi dalam reaksi setengah membentuk pasangan redoks yang diberi notasi Oks/Red.

Perhitungan Potensial Sel

Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya.
Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.
E°sel= E°(+)– E°(–)
dengan:
E°(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar)
E°(–)= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)
Perhitungan tidak melibatkan koefisien.

Contoh Soal
1. Diketahui : Cu²⁺ + 2 e^– ⇒Cu E° = – 0,34 V
Ag⁺ + e^– ⇒Ag E° = + 0,80V
Tentukan E^o sel
dari kedua elektrode!
Jawab:
E°Cu lebih negatif dari E°Ag
, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode
Katode : Ag⁺ + e^–⇒Ag E° = + 0,80 V
Anode : Cu ⇒Cu²⁺ + 2 e^– E° = – 0,34 V
_____________________________+
2 Ag⁺ + Cu ⇒2 Ag + Cu ²⁺ E°sel= + 0,46 V

Berdasarkan Contoh diatas, potensial elektrode yang lain untuk berbagai reaksi setengah sel dapat diukur, hasilnya ditunjukkan pada Tabel dibawah ini :

Setengah Reaksi Reduksi ( pada Katoda )	E°red (volts)
Li+(aq) + e- → Li(s)	-3.04
K+(aq) + e- → K(s)	-2.92
Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)	-2.76
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(g)	0.00
Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq)	0.15
Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq)	0.16
ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3-(aq) + 2OH-(aq)	0.17
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq)	0.22
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)	0.34
ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-(aq) + 2OH-(aq)	0.35
IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-(aq)	0.49
Cu+(aq) + e- → Cu(s)	0.52
I2(s) + 2e- → 2I-(aq)	0.54
ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-(aq) + 2OH-(aq)	0.59
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq)	0.77
Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l)	0.80
Ag+(aq) + e- → Ag(s)	0.80
Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l)	0.85
ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-(aq)	0.90
2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq)	0.90
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l)	0.96
Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq)	1.07
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l)	1.23
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)	1.33
Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)	1.36
Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq)	1.44
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l)	1.49
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l)	1.78
Co3+(aq) + e- → Co2+(aq)	1.82
S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq)	2.01
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l)	2.07
F2(g) + 2e- → 2F-(aq)	2.87

Notasi Sel

Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam menuliskan notasi sel :
• Batas fase diberi simbol garis vertikal(/)
Misal:
Pt(s)/H2(g) /HCl(aq) //AgCl(s) /Ag(s)

• Batas cairan diberi notasi tiga titik bersusun vertikal
Misal
Zn(s)/ZnSO4(aq): CuSO4(aq) /Cu(s)

• Garis vertikal ganda (//) menyatakan penyekat( ada jembatan garam yang menghubungkan kedua elektrolit), diberikan untuk sel dimana potensial batas telah dieliminasi.
Misal
Zn(s) /ZnSO4(aq) // CuSO4(aq) /Cu(s)

• Notasi sel konsentrasi elektrolit, dimana potensial batas cairan dianggap tidak ada, dituliskan seperti :
Pt(s)/H2(g)/HCl (aq,b1) // HCl(aq,b2)/H2(g) /Pt(s)

Hubungan antara E dan dGrx

Hubungan antara energi Gibbs reaksi dGrx dan potensial sel (E) diberikan oleh persamaan:

- n F E = dGrx

dimana            F = tetapan Faraday (96500 C)
              n = jumlah elektron yang terlibat

Persamaan diatas menunjukkan bahwa dengan mengetahui energi Gibbs reaksi pada komposisi tertentu, potensial sel arus nol dapat ditentukan. Reaksi berlangsung spontan jika energi bebas Gibbs negatif. Jadi, reaksi sel spontan jika potensial sel arus nol positif.

Contoh :

Gunakan potensial elektroda standar untuk menghitung ∆G⁰ pada 25⁰C dalam reaksi :

Zn_(s) + 2Ag⁺_aq → Zn²⁺_(aq) + 2Ag_(s)

Penyelesaian :

Setengah reaksi dan jumlah potensial elektrodanya adalah :

2Ag⁺_(aq) + 2e^- → 2Ag_(s)                        E⁰ = +0,80 V

Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e^-                     E⁰ = -0,76 V       -

2Ag⁺_)aq) + Zn_(s) → 2Ag_(s) + Zn²⁺_(aq)       E⁰ = +1,56 V

Setiap setengah reaksi melibatkan dua elektron, maka n = 2. Nilai potensial sel, E⁰ = +1,56 V dan tetapan Faraday, F adalah 9,65 x 10⁴ C. Dengan demikian.

∆G⁰    = -n.F.E_sel

          = - (2) (9,65 x 10⁴ C) (1,56 V)

          = -3,01 x 10⁵ J

Jadi, perubahan energi bebas standar adalah -3,01 x 10⁵ J atau sama dengan 301 kJ.        

PERSAMAAN NERNST

Energi bebas Gibbs dihubungkan dengan komposisi campuran melalui persamaan :
dGrx = dGorx + RT ln Q
dimana :
Q = Quotient (hasil bagi komposisi kimia)
Berdasarkan persamaan dari hubungan E dengan dG dan diatas dapat diperoleh Potensial sel standar (Eo),yaitu : Eo =-dGo rx/nF
Sehingga jika persamaan  dibagi dengan – nF maka diperoleh :
Esel = Eo sel- RT/nF in Q
Persamaan untuk potensial sel yang berhubungan dengan komposisi disebut Persamaan Nernst.

SEL PADA KESETIMBANGAN

Ketika sel elektrokimia pada kesetimbangan maka Q = K, kemudian E = 0 Volt

E=RT lnK/nF  sedangkan untuk mencari k dengan persamaan ln K=nFE/RT

CONTOH SOAL

Besar beda potensial  (DGL) untuk sel	Zn │ Zn Cl2 (0,05 M) ││ Ag Cl (s), Ag  adalah 1,015
volt pada suhu 298 K.

a.       Tulislah reaksi selnya

b.      Hitung energi bebas gibbs nya

c.       Hitung tetapan kesetimbangan

Jawab:

Sel	Zn │ Zn Cl2 (0,05 M) ││ Ag Cl (s), Ag  dapat dituliskan dalam bentuk persamaan reaksi
:
a.	Anoda	:   Zn à Zn 2+   + 2e-
	Katoda	: 2 AgCl (s) + 2 e-  à 2 Ag (s) + 2Cl-

Zn + 2 AgCl (s) à 2 Ag + Zn²⁺ + 2 Cl^-

b. Besarnya energi bebas Gibbs G^o = - nFE

=  - 2 x 96500 x 1,015 volt

=    - 195900 joule/ mol

n menunjukkan jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi setengah sel, yaitu 2 c. Penentuan tetapan kesetimbangan K

ln K =	nFE
		RT
=		1959000		=  790,69	jadi  K = 2,4.10343
	8,314. 298

Hubungan antara Potensial Sel dan pH

Untuk menentukan pH suatu larutan, maka elektroda standar yang digunakan dipasang sebagai katoda. Sebagai contoh bila menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai katoda, maka reaksi yang terjadi pada :

Anoda :   ½ H2 (g) à + e-
Katoda :	H+ (standar) + e-					à ½ H2 (g)
Reaksi sel :	½ H2 (g) +			H+ (standar) à H+ (dari larutan )  + ½ H2 (g)
Sehingga E sel nya	menjadi :
o			RT				[H ].P  1 / 2
							H 2
E sel = E  sel - 2,303					log
			F			[H ]std. P  1 / 2
							H 2

Untuk R = 8,314 J/ mol; T= 298K dan F= 96500 coulomb dan tekanan H₂ = 1 atm serta [H⁺] std = 1, dan E^o sel = 0 (perjanjian) maka

E sel = 0 – 0,059 log [H⁺] atau E sel = 0,059 . pH

Contoh :

Suatu elektroda hidrogen dengan p (H₂) = 1 atm dihubungkan dengan elektroda kalomel standar yang setengah reaksinya :

Hg₂ Cl₂ (s) + 2 e^-  -->-. 2 Hg (s) + 2  Cl^- (aq)       E^o  = 0,242 volt

Dan dicelupkan dalam suatu larutan tertentu sehingga harga DGL sel nya 0,8 Volt, hitung pH larutan tersebut

Jawab :

Reaksi sel :

Hg₂ Cl₂ (s) + 2 e^- ------> 2 Hg (s) + 2 Cl^- (aq) E^o = 0,242 volt

E sel = E^o + 0,059 pH

0,08 = 0,242 + 0,059. pH

pH=9,5 

NAMA : BAGAS PURWANTORO

NIM : 15630008