Nama : Bagas Purwantoro
NIM :
15630008
KESETIMBANGAN
ELEKTROKIMIA
Dalam pembahasan kali ini
kita akan membahas tentang kesetimbangan elektrokimia, sebelumnya apa itu
Elektrokimia??? Dalam elekrokimia
dipelajari reaksi-reaksi yang disertai perpindahan elektron(reaksi redoks). Sel
elektrokimia dibedakan atas 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.(Rahayu,Iman.2009)
REDKUSI DAN OKSIDASI
Reaksi
oksidasi reduksi atau reaksi redoks adalah reaksi dimana terjadi perpindahan
elektron dari satu molekul zat ke molekul zat yang lain.
Oksidasi :
- melepaskan elektron ( dalam reaksi elektron berada di ruas kanan )
- menangkap oksigen O2
- melepaskan Hidrogen
- Bilangan Oksidasi (Biloks)nya meningkat
Reduksi :
- menangkap elektron (dalam reaksi elektron berada di ruas kiri )
- melepas oksigen O2
- menangkap Hidrogen
- Bilangan Oksidasi (Biloks)nya berkurang
DERET VOLTA
Apa itu deret volta? Alessandro Volta melakukan
eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam
yang dikenal dengan deret volta.
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
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)
- Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron)
- Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)
Setengah reaksi
Dari Setiap reaksi redoks dapat diekspresikan sebagai selisih dari dua reaksi setengah reduksi.
Contoh: reduksi ion-ion Cu2+ oleh Zn dapat diekspresikan sebagai selisih dari 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.
Dari Setiap reaksi redoks dapat diekspresikan sebagai selisih dari dua reaksi setengah reduksi.
Contoh: reduksi ion-ion Cu2+ oleh Zn dapat diekspresikan sebagai selisih dari 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(E°)
dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial
elektrode unsur-unsur sesuai dengan reaksinya.
Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel(E°) 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.
Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel(E°) 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 Eo 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
1. Diketahui : Cu2+ + 2 e– ⇒Cu E° = – 0,34 V
Ag+ + e– ⇒Ag E° = + 0,80V
Tentukan Eo 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 :
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)
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.
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.Esel
= - (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.
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
Go = - nFE
Go = - 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
=1959000/8,314.298
= 790,69
|
|||||||||||
jadi
K = 2,4.10343
|
|||||||||||
Hubungan antara Potensial Sel dan pH
|
|||||||||||
Untuk R = 8,314 J/ mol;
T= 298K dan F= 96500 coulomb dan tekanan H2 = 1 atm serta [H+]
std = 1, dan Eo sel = 0 (perjanjian) maka
Contoh Soal :
Suatu elektroda
hidrogen dengan p (H2) = 1 atm dihubungkan dengan elektroda kalomel
standar yang setengah reaksinya :
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) Eo = 0,242 volt E sel = Eo + 0,059 pH 0,08 = 0,242 + 0,059. pH pH = 9,5 Daftar Pustaka Rahayu,Iman.2009.Praktis belajar Kimia.Jakarta: Depdiknas Suhendra.2010.Kesetimbangan kimia.http://suhendraiskandar.blogspot.co.id/2010/07/kesetimbangan-elektrokimia.html.Selasa, 13 Juli 2010 12.56 |
|||||||||||
No comments:
Post a Comment