KESETIMBANGAN ELEKTROKIMIA

Elektrokimia merupakan suatu ilmu kimia yang mempelajari tentang energi listrik dan reaksi kimia yaitu :
• reaksi kimia yang disebabkan oleh energi listrik
• reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik
Sel elektrokomia adalah suatu alat yang dapat membuat interaksi energi kimia dengan energi listrik. 

Adapun macam-macam sel elektrokimia sebagai berikut :
- Dua elektroda atau konduktor logam yang kontak dengan elektrolit
- Elektrolit atau konduktor ionik (larutan atau cairan)


Elektroda dan elektrolit berformasi dengan membentuk kompartemen elektroda. Kedua elektroda tersebut dapat menggunakan kompartemen yang sama. Jika elektrolit berbeda, kedua kompartemen tersebut dapat dihubungkan melalui jembatan garam yaitu merupakan tabung berbentuk Uyang mengandung larutan elektrolit pekat misalnya kalium klorida dalam jeli agar yang melengkapi rangkaian alat listrik dan  yang memungkinkannya  sel untuk melakukan fungsinya.

Ada 2 macam sel elektrokimia yaitu:
1. Sel galvani : 
Merupakan suatu sel elektrokimia yang dapat menghasilkan arus listrik sebagai akibat dari reaksi spontan yang terjadi di dalamnya. Atau dari pengertian teknisnya yaiu perubahan energi kimia menjadi listrik.
2. Sel elektrolisis : 
Merupakan suatu sel elektroikimia dimana reaksi yang tidak spontan dijalankan oleh arus listrik eksternal. Atau dari pengertian teknisnya adalah dari energi listrik menjadi energi kimia.

A. Reaksi Setengah dan Elektroda

Reaksi oksidasi reduksi merupakan suatu reaksi dimana terjadi transfer elektron dari satu zat ke zat yang lain.
• Reaksi Oksidasi : - terjadi pelepasan elektron 
- peningkatan bilangan oksidasi
• Reaksi reduksi : - terjadi penerimaan elektron 
- penurunan bilangan oksidasi
• Zat pereduksi (reduktan atau reduktor) : donor elektron
• Zat pengoksidasi (oksidan atau oksidator) : akseptor elektron.
• Zat yang dioksidasi : kehilangan elektron
• Zat yang direduksi : menerima elektron.

Reaksi Setengah
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. 


Jadi untuk reaksi di atas pasangan redoks :
Cu2+/Cu dan Zn2+/Zn.
Secara umum pasangan redoks dituliskan Oks/Red dan reaksi setengah reduksi dituliskan sebagai:
Oks + e- --> Red (1.1) 

Reaksi-reaksi pada Elektroda
Dalam sel elektrokimia, proses oksidasi dan reduksi terjadi pada tempat yang terpisah : 
oksidasi terjadi pada satu kompartemen elektroda dan reduksi terjadi pada kompartemen elektroda lain. 

Reaksi oksidasi :
Red1 --> Oks1 + n e-
Reaksi reduksi 
Oks2 + n e- --> Red2
Sel elektrokimia memiliki dua elektroda yaitu :
1. Katoda : terjadi reaksi Reduksi
2. Anoda : terjadi reaksi Oksidasi

B.  Jenis-jenis Sel
Jenis-jenis sel Galvani adalah sebagai berikut :
• Sel paling sederhana : mempunyai elektrolit tunggal yang sama untuk kedua elektroda
• Sel Daniel, elektroda-elektroda dicelupkan dalam elektrolit yang berbeda dimana pasangan redoks pada satu elektroda adalah Cu2+/Cu dan pada elektroda lain adalah Zn2+/ Zn

• Sel konsentrasi elektrolit, kompartemen elektroda sama tetapi konsentrasi elektrolit berbeda

• Sel konsentrasi elektroda, elektrodanya sendiri yang mempunyai konsentrasi berbeda, ini disebabkan oleh :
- elektrodanya merupakan elektroda gas yang beroperasi pada tekanan yang berbeda
- elektrodanya merupakan amalgama (larutan dalam merkuri) dengan konsentrasi berbeda.

Potensial Batas Cairan

• Dalam sel dengan dua larutan elektrolit berbeda yang berhubungan satu sama lain seperti pada sel Daniel, ada sumber potensial yang lain yang disebut potensial batas cairan (liquid junction potential = E) sepanjang antar muka dari kedua elektrolit. 
• Sel konsentrasi elektrolit selalu mempunyai potensial batas tetapi sel konsentrasi elektroda tidak memiliki potensial batas.
• Kontribusi potensial batas cairan dapat diturunkan (menjadi 1 – 2 mV) dengan menghubungkan kompartemen elektrolit melalui jembatan garam

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)

C. Reaksi Sel

Arus yang dihasilkan oleh sel galvani disebabkan oleh terjadinya reaksi kimia secara spontan. Reaksi sel adalah reaksi dalam sel yang dituliskan dengan asumsi bahwa elektroda pada bagian kanan adalah katoda. Sehingga reaksi spontan adalah reaksi dimana reduksi terjadi pada kompartemen bagian kanan. 

Jika kompartemen kanan berfungsi sebagai katoda, reaksi spontan adalah reaksi reduksi. 
Jika kompartemen kiri berfungsi sebagai katoda, reaksi spontan adalah reaksi oksidasi.

Untuk menuliskan reaksi sel yang berhubungan dengan notasi sel,
1. Reaksi reduksi dituliskan di bagian kanan kemudian diperkurangkan dengan reaksi reduksi yang dituliskan di bagian kiri. 
2. Bagian kanan adalah katoda dimana terjadi reaksi reduksi dan bagian kiri adalah anoda dimana terjadi reaksi oksidasi. Kemudian reaksi reduksi dan oksidasi dijumlahkan untuk mendapatkan reaksi sel.

Contoh:
Zn(s) /ZnSO4(aq) // CuSO4(aq) /Cu(s)
Reaksi reduksi kedua elektroda dituliskan sebagai berikut:
Kanan Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s)
Kiri Zn2+(aq) + 2 e- --> Zn(s)

Reaksi sel Cu2+(aq) + Zn(s) --> Cu(s) + Zn2+(aq) 
atau
Kanan Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s) (reduksi)
Kiri Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2 e- (oksidasi) 

Reaksi sel Cu2+(aq) + Zn(s) --> Cu(s) + Zn2+(aq)
 
D. Potensial sel
Sel dimana reaksi sel keseluruhan tidak mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik karena reaksi menyebabkan aliran elektron melalui rangkaian luar. Kerja yang dihasilkan bergantung pada perbedaan potensial antara kedua elektroda. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam Volt (V). Jika potensial sel besar, maka sejumlah elektron tertentu yang bergerak antara elektroda-elektroda, dapat melakukan kerja listrik yang besar. Jika potensial sel kecil, sejumlah elektron yang sama hanya dapat melakukan kerja yang kecil. Sel dimana reaksi berada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja, sehingga potensial sel = nol.

Kerja listrik maksimum yang dapat dilakukan oleh sistem (sel) diberikan oleh nilai dGrx dan khususnya untuk proses spontan (dimana dG dan kerja listrik negatif) pada suhu dan tekanan konstan

We, maks = dG (P,T tetap) (1.2)

Jadi, untuk melakukan mengukur dG persyaratan yang harus dipenuhi :
- sel beroperasi reversibel
- komposisi tetap. 

Kedua kondisi tersebut dapat dicapai dengan mengukur potensial sel pada saat sel diseimbangkan oleh sumber potensial pada arah yang berlawanan sehingga reaksi sel terjadi secara reversibel dan komposisinya tetap. Potensial sel yang dihasilkan disebut potensial sel arus nol, E, atau gaya gerak listrik atau emf dari sel

Hubungan antara E dan dGrx

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

- n F E = dGrx (1.3)

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

Persamaan (1.3) 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.

Persamaan Nernst

Energi bebas Gibbs dihubungkan dengan komposisi campuran melalui persamaan :

dGrx = dGorx + RT ln Q (1.4)
dimana :
Q = Quotient (hasil bagi komposisi kimia)

Berdasarkan persamaan (1.3) dan (1.4) dapat diperoleh Potensial sel standar (Eo),yaitu : Eo =-dGo rx/nF 
Sehingga jika persamaan (1.4) dibagi dengan – nF maka diperoleh :


Esel = Eo sel- RT/nF in Q (1.5)

Persamaan untuk potensial sel yang berhubungan dengan komposisi disebut Persamaan Nernst.

Sel konsentrasi

Persamaan Nernst dapat digunakan untuk mengekspresikan potensial dari sel konsentrasi elektrolit.

Misal : suatu sel dengan notasi sbb:
M / M+ (aq,L) // M+ (aq, R) / M
dimana larutan L dan R mempunyai konsentrasi yang berbeda. Reaksi selnya adalah :
M+ (aq,R) --> M+ (aq, L)
n=1
Potensial sel standar (Eo) = 0, karena sel tidak dapat menimbulkan arus melalui rangkaian jika kedua kompartemen elektrodanya identik. Oleh karena itu potensial sel (E) nya :


Sel pada kesetimbangan

Pada kesetimbangan, Q = K
dimana : 
K = tetapan kesetimbangan dari reaksi sel. 
Tetapi reaksi kimia pada kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja sehingga menghasilkan beda potensial = 0 antara kedua elektroda sel galvani. Dengan menentukan E = 0 dan Q = K dalam persamaan Nernst menghasilkan :

Persamaan ini penting dalam memperkiran tetapan kesetimbangan dari potensial standar yang diukur.

E. Aplikasi Potensial Standar

Deret Elektrokimia
Untuk dua pasangan redoks, Oks1/Red1 dan Oks2/Red2 dengan notasi sel
Red1, Oks1//Red2,Oks2 

Reaksi:
Red1 + Oks2 --> Oks1 + Red2, spontan jika Eo > 0 sehingga .
Karena dalam reaksi sel, Red1 mereduksi Oks2, Red1 memiliki kecenderungan termodinamika untuk mereduksi Oks2 jika 
Contoh:
Eo Zn2+,Zn = -0,76 V < Eo Cu2+,Cu = +0,34
Seng memiliki kecenderungan termodinamika untuk mereduksi ion-ion Cu2+ dalam larutan.
Bagian dari deret elektrokimia unsur-unsur adalah sebagai berikut :

Au kemampuan mereduksi kurang
Pt (potensial standar tinggi)
Ag
Hg
Cu
H
Pb
Sn
Ni
Fe
Zn
Cr
Al
Mg
Na
Ca
Sr
Ba kemampuan mereduksi kuat
K (potensial standar rendah) 
Li

Deret ini disusun berdasarkan kemampuan untuk mereduksi yang diukur dari harga potensial standar dalam larutan (pelarut air). 

Logam yang berada di sebelah bawah dalam deret (dengan potensial standar lebih rendah) dapat mereduksi logam dengan potensial standar lebih tinggi(berada di sebelah atasnya). 

Kesimpulan ini bersifat kualitatif. Kesimpulan kuantitatif dapat diambil dengan menentukan nilai K. 

Contoh :
Tentukan apakah seng dapat mereduksi magnesium dari larutannya pada 298 K
Dari deret elektrokimia dapat dilihat :
Zn berada di sebelah atas Mg, sehingga Zn tidak dapat mereduksi Mg dalam larutan tetapi Zn dapat mereduksi hidrogen karena hidrogen berada di sebelah atas Zn dalam deret elektrokimia. 

Reaksi rantai transpor elektron dari respirasi merupakan aplikasi yang baik dari prinsip ini. Pada oksidasi eksergonik dari glukosa, 24 elektron ditransfer dari tiap molekul C6H12O6 ke 6 molekul O2. Reaksi setengah untuk oksidasi glukosa dan reduksi O2 adalah sebagai berikut :
C6H12O6(S) + 6H2O(g) --> 6CO2(g)+24H+(aq)+24e-
6O2(g)+24H+ +24e- -->12H2O(l)

SUMBER :
http://suhendraiskandar.blogspot.ru/2010/07/kesetimbangan-elektrokimia.html


NAMA : NUR MOH. YUSUF
NIM    : 15630025