Kesetimbangan Elektrokimia

Elektrokimia merupakan cabang ilmu yang mempelajari tentang hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik. Dalam proses ini biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya. Sel elektrokimia merupakan suatu alat yang terdiri dari sepasang elektroda yang dicelupkan ke dalam suatu larutan atau lelehan ionis dan dihubungkan dengan konduktor logam pada rangkaian luar.
Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi elektrokimia penting dalam sel galvani (yang menghasilkan arus listrik) dan sel elektrolisis (yang menggunakan arus listrik). Pengukuran daya gerak listrik (DGL) suatu sel elektrokimia dalam jangkauan suhu tertentu dapat digunakan untuk menentukan nilai – nilai termodinamika reaksi yang berlangsung serta koefisien aktifitas dari elektrolit yang terlibat.

Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua:

1.      Sel Galvani

Sel galvani adalah sel elektrokimia yang menghasilkan listrik sebagai hasil reaksi spontan yang terjadi di dalamnya

Contoh :

Katoda  : Cu²⁺_(aq) + 2 e− →   Cu_(s)

Anoda   :  Zn _(s)          Zn²⁺_(aq) + 2 e−

              :  Cu²⁺_(aq) + Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Ketika didalam sel galvani  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 (elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi ) dan elektroda Cu sebagai katoda (elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi)

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 SO₄^2-yang ada). Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

2.      Sel Elektrolisis

Sel elektolisis adalah Sel elektrokimia di mana reaksi non-spontan didorong oleh sumber arus listrik dari luar. 

Contoh:

Katoda  :  Na⁺  +   e^-  →  Na

Anoda   :  2Cl^- →  Cl₂  +   2e^-

Karena pada elektroda negatif terjadi reaksi reduksi maka elektroda tersebut  merupakan katoda. Pada elektroda positif terjadi reaksi oksidasi. Oleh karena itu elektroda tersebut merupakan anoda.

PERHITUNGAN ELEKTROKIMIA

Potensial Elektroda merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron

n = jumlah elektron

F = 96.500 coulomb

C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

           

Potensial Elektroda Standar merupakan potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda) dan biasanya ditulis dalam setengah reaksi reduksi.

E^o_cell = E^o_katoda - E^o_anoda

Selain itu ada energi bebas Gibbs yang hanya dapat diukur jika sel bersifat reversibel

Sehingga :

|∆ G | = W maksimal

∆ G = -nRT ln K

Hubungan energi bebas gibbs dengan potensial listrik :

∆ G = -nFE

Dari persamaan tersebut apabila

E°(+) dan ∆ G (-) : spontan

E°(-) dan ∆ G (+) : tidak spontan

E° dan ∆ G adalah (0) : setimbang

Persamaan Nernst

Energi bebas Gibbs dihubungkan dengan komposisi campuran melalui persamaan :

E = E°- ln Q

dimana E° mewakili potensi sel standar, potensi sel ketika semua komponen sel berada dalam kondisi standar.

F (semua gas) = ​​1

A (zat terlarut) = 1

T = 298.15 K

P = 1,00 bar tekanan

NUR AZAH M.

NIM.15630005