SEL ELEKTROKIMIA

Nama: Rynanda Ajeng Pratiwi

NIM: 15630015

SEL ELEKTROKIMIA

Sifat termodinamika larutan elektrolit dibahas berkenaan dengan potensial dan aktivitas kimia dengan cara yang hampir sama seperti pembahasan larutan non elektrolit. Walaupun demikian, ion-ion berinteraksi sangat kuat satu sama lain melalui muatan listriknya, sehingga terdapat penyimpangan keidealan yang tidak bisa diabaikan bahkan pada konsentrasi sangat rendah.

Banyak reaksi ion-ion berkaitan dengan transfer electron. Reaksi-reaksi itu dapat dipelajari (dan digunakan) dengan membiarkannya terjadi di dalam sel elektrokimia, karena dengan demikian reaksi itu menghasilkan arus listrik pada sirkuit luar. Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia di karakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Dengan kata lain adalah cabang ilmu kimia yang berhubungan dengan arus listrik dan potensi.

A.    Pengertian Sel Elektrokimia

Definisi elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aksi antara sifat-sifat listrik dengan reaksi kimia. Misalnya perubahan energi kimia menjadi energy listrik pada elemen elektrokimia, reaksi oksidasi-oksidasi secara spontan pada elemen yang dijadikan sumber arus listrik, dan perpindahan elektron dan perpindahan elektron dalam larutan elektrolit dan terjadi pada aki. Elektrokimia ini dikenal dengan dalam bahasa inggrisnya adalah electo chemistry.

Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel galvanik dan elektrolit. Sel galvanik adalah sel yang menghasilkan tenaga listrik ketika sel mengalami reaksi kimia sedangkan Sel elektrolit adalah sel yang mengalami reaksi kimia ketika tegangan listrik diterapkan. Elektrolisis dan korosi adalah contoh dari proses penting seperti yang ada pada elektrokimia. Prinsip-prinsip dasar elektrokimia didasarkan pada rasio tegangan antara dua zat dan memiliki kemampuan untuk bereaksi satu sama lain. Semakin lama logam dalam elemen galvanik yang terpisah dalam seri tegangan elektrokimia, semakin kuat listrik akan terekstrak. Teori Elektro-kimia dan metode elektrokimia memiliki aplikasi praktis dalam teknologi dan industri dalam banyak cara. Penemuan dan pemahaman reaksi elektrokimia telah memberikan kontribusi untuk mengembangkan sel bahan bakar dan baterai, dan pemahaman logam relatif terhadap satu sama lain dalam elektrolisis dan korosi.

B.     Komponen sel elektrokimia

Terdapat dua macam Elektroda yaitu:

a.       Anoda adalah tempat terjadinya oksidasi bermuatan negatif di sebabkan oleh reaksi spontan, elektron akan dilepas oleh elektroda ini.

b.      Katoda adalah elektroda-elektroda tempat terjadinya reduksi berbagai zat kimia.

Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan kimia (reagents) yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda. Setiap elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada tiap elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda. Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :

1.    Elektroda Logam-ion logam

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu²⁺.

2.    Elektroda Amalgam

Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M²⁺). Logam – logam aktif seperti Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.

3.    Elektroda Redoks

Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya elektroda Pt | Fe³⁺, Fe²⁺.

4.    Elektroda Logam – Garam tak Larut

Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat sedikit larutnya M_υ+X_υ- dan larutan yang jenuh dengan M_υ+X_υ- serta mengandung garam atau asam terlarut dengan anion X^z-.

Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang mengandung ion Cl^- dari KCl atau HCl.

5.    Elektroda Gas

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam kesetimbangan dengan ion-ion dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H_2(g) | H⁺_(aq).

6.    Elektroda Non Logam – Non Gas

Yaitu elektroda yang berisi unsure selain logam dan gas, misalnya elektroda Brom (Pt | Br_2(l) | Br^-_(aq)) dan yodium (Pt | I_2(s) | I^-_(aq)).

7.    Elektroda Membran

Yaitu elektroda yang mengandung membrane semi permiabel. Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensila listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua elektroda yanitu elektroda pengukur dan elektroda pembanding. Sebgaai elektroda pembanding umunya digunakan elektroda hydrogen (H⁺ | H₂ | Pt) atau elektroda kolamel (Cl^- | Hg₂Cl_2(s) | Hg). Beda potensial inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik (DGL).

Elektrokimia adalah reaksi redoks yang bersangkut paut dengan listrik. Reaksi elektrokimia dibagi menjadi 2, yaitu:

1.       Sel galvani/sel volta

Sel galvani/sel volta adalah reaksi redoks yang menghasilkan listrik. Contohnya baterai.

Pada gambar di atas, logam Zn akan mengalami oksidasi, sedangkan logam Cu akan mengalami reduksi. Reaksi kimianya adalah:

Zn → Zn²⁺ + 2 e, E⁰ = 0,76 volt

Cu²⁺ + 2 e → Cu, E⁰ = 0,34 volt

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, E_sel = 1,1 Volt.

Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada larutan dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus

Untuk sel volta, penulisan notasi selnya adalah: anoda || katoda atau zat yang teroksidasi || zat yang tereduksi

Seperti pada contoh diatas, berarti notasi selnya adalah:

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu, E_sel= 1,1 volt

Prinsip-prinsip Sel Volta atau Sel Galvani:

a. Gerakan electron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.

b. Terjadi perubahan energi kimia → energi listrik

c. Pada anoda, electron adalah produk dari reaksi oksidasi (anoda kutub negative)

d. Pada katoda, electron adalah reaktan dari reaksi reduksi (katoda kutub positif)

e. Arus electron mengalir dari anoda ke katoda, arus listrik mengalir dari

        katoda → anoda.

f. Jembatan garam menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.

2.       Sel elektrolisis

Sel elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks. Contohnya adalah pemurnian logam dan pelapisan logam. Pada sel elektrolisis, katoda akan tereduksi dan anoda yang akan teroksidasi. Pada katoda, terdapat 2 kemungkinan zat yang ada, yaitu: kation (K⁺) atau air (H₂0) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan). Sedangkan pada anoda, terdapat 3 kemungkinan zat yang ada, yaitu:

·         anion (A^-) atau

·         air (H₂0) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan.)

·         elektroda, elektroda ada 2 macam, inert (tidak mudah bereaksi, ada 3 macam zat yaitu platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tak inert (mudah bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).

Ada berbagai macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu:

Reaksi yang terjadi pada katoda

·         Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al, dan Mn, maka reaksi yang terjadi adalah 2 H₂0 + 2 e → H₂ + 2 OH-

·         Jika kationnya berupa H⁺, maka reaksinya 2H⁺ + 2 e → H₂

·         Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama logam)^x+ + xe → (nama logam)

Reaksi yang terjadi pada anoda

·         Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3 macam reaksi:

·         Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO₃^-, SO₄^2-), maka reaksinya 2 H₂0 → 4H⁺ + O₂ + 4 e

·         Jika anionnya OH^-, maka reaksinya 4 OH^- → 2H₂0 + O₂ + 4 e

·         Jika anionnya berupa halida (F^-, Cl^-, Br^-), maka reaksinya adalah 2 X(halida) → X (halida)₂ + 2 e

·         Jika elektroda tak inert (selain 3 macam di atas), maka reaksinya L" > L^x+ + xe

Komponen utama sel elektrolisis adalah :

1. Wadah
2. Elektrode : berasal dari baterai
3. Elektrolit : cairan atau larutan yang diuji dan dapat menghantarkan listrik
4. Sumber arus searah : bisa berasal dari baterai ataupun aki

Elektrode pada sel elektrolis terdiri atas katode yang bermuatan negatif dan anode yang bermuatan positif. Hal inilah yang membedakan antara sel elektrolis dengan sel elektrokimia. Berikut prinsip dasar elektrolis berlawanan dengan elektrokimia, yaitu :

1. Reaksi elektrolis, mengubah energi listrik menjadi energi kimia
2. Reaksi elektrolis, merupakan reaksi tidak spontan, karena melibatkan energi listrik dan luar.
3. Reaksi elektrolis berlangsung di dalam sel selektrolis, yaitu terdiri dari satu jenis larutan atau leburan elektrolit dan memiliki dua macam elektrode, yaitu :

• Elektrode (-) : Elektrode yang dihubungkan dengan kutub (-) sumber arus listrik
• Elektrode (+) : Elektrode yang dihubungkan dengan kutub (+) sumber arus listrik

Bila suatu cairan atau larutan elektrolit dialiri arus listrik arus searah melalui batang elektrode, maka ion-ion yang ada di dalam cairan atau larutan tersebut akan bergerak menuju ke elektrode yang berlawananan muatannya. Pada sel elektrolis kutub positif merupakan terjadinya ionisasi (oksidasi) sehingga disebut anode & kutub negatif merupakan tempat terjadinya reduksi sehingga disebut katode.

Berikut daftar harga potensial elektrode untuk logam-logam yang penting.

C.    Hubungan ∆G,Faraday dan E⁰

Hubungan antara energi bebas Gibbs dan potensial sel arus nol( E ) dapat diturunkan dengan memperhatikan perubahan G pada saat reaksi sel bertambah dengan kuantitas yang sangat kecil dξ pada beberapa kompoesisi. Maka G pada P,T tetap dan kompoesisitertentu akan berubah besar.

∆G⁰ = P.T

Karena kerja maksimum yang dapat dilakukan reaksi itu ketika reaksi berlangsung sebesar d ζ pada temperatur dan tekanan tetap adalah

d W_e = ∆G⁰ . d ζ  

yang harga nya sangat kecil dan komposisi sistem sebenarnya adalah tetap ketika reaksi ini berlangsung. Sehingga nkerja yang dilakukan untuk muatan yang sangat kecil –zF. d ζ yang bergerak dari anoda ke katoda dengan beda potensial tertentu akan berharga

d W_e = - n F d ζ. E 

jika kita samakan persamaan ( 2 ) dan ( 3 ) maka didapat

-nF E⁰ = ∆G⁰ 

atau E⁰= - ) , adalah jumlah elekrton yang terlibat dalam setengah reaksi.

Sehingga, berdasarkan harga energi bebas gibbs ∆G, dapat diramalkan berlangsung tidaknya suatu sel elektrokimia. Suatu reaksi sel akan berlangsung spontan bila ∆G< 0 atau harga E > 0.

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.

D.     Hubungan tetapan kesetimbangan dan E⁰

Potensial 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)

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

Persamaan (6.3) 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.

E.     PERSAMAAN NERST

Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas  termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdiosiasi.

Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel sengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka akan terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :
Zn + Cu₂⁺ → Zn₂⁺ + Cu
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn → Zn₂+ + 2e^-
Reduksi : Cu₂⁺ + 2e^- → Cu

Sel yang mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di dalamnya menggerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja.

Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial sel sebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua electrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Electrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan electrode dalam larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan Karena larutan-larutan yang diperkirakan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini E_sel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan.

Persamaan nerst:

 ∆Gr = ∆G0 + RT In Q = JvJaj

 Oleh karena itu,

 E = -∆G0/vF – RT/vF In Q

Suku pertama dibagian kanan persamaan disebut potensial sel standar dan dinyatakan dengan,

- vFE⁰ = ∆G0

Ini adalah fungsi Gibbs standar dari reaksi itu yang dinyatakan sebagai potensial sel (dalam volta). dengan demikian,

 E = E⁰ = RT/vF In Q

F.     Aplikasi sel elektrolisis

Beberapa bahan kimia seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas klorin, dan natrium hidroksida dibuat secara elektrolisis.

Contoh : Pembuatan logam natrium dengan mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl₂

NaCl(l) → Na+(l) + Cl-(l)

Katoda :	Na+(l) + e-	→	Na(l)	(x 2)
Anoda :	2Cl-(l)	→	Cl2(g) + 2e-
	2Na+(l) + 2Cl-(l)	→	2Na(l) + Cl2(g)

Natrium cair yang terbentuk di katoda mengapung di atas cairan NaCl, kemudian dikumpulkan pada kolektor.

2. Pemurnian Logam

Pada pengolahan tembaga dari bijih kalkopirit diperoleh tembaga yang masih tercampur dengan sedikit perak, emas, dan platina. Untuk beberapa keperluan dibutuhkan tembaga murni, misalnya untuk membuat kabel. Tembaga yang tidak murni dipisahkan dari zat pengotornya dengan elektrolisis.

Tembaga yang tidak murni dipasang sebagai anoda dan tembaga murni dipasang sebagai katoda dalam elektrolit larutan CuSO₄ tembaga di anoda akan teroksidasi menjadi Cu²⁺ selanjutnya Cu²⁺ direduksi di katoda.

Anoda	:	Cu(s)	→	Cu2+(aq) +2e-
Katoda	:	Cu2+(aq) + 2e-	→	Cl2(g) + 2e-
		Cu(s)	→	Cu(s)
		Anoda		Katoda

Dengan demikian tembaga di anoda pindah ke katoda sehingga anode semakin habis dan katoda semakin bertambah besar. Logam emas, perak, dan platina terdapat pada lumpur anoda sebagai hasil samping pada pemurnian tembaga.

Gambar 1. Pemurnian tembaga.

3. Penyepuhan Logam

Suatu produk dari logam agar terlindungi dari korosi (perkaratan) dan terlihat lebih menarik seringkali dilapisi dengan lapisan tipis logam lain yang lebih tahan korosi dan mengkilat. Salah satu cara melapisi atau menyepuh adalah dengan elektrolisis. Benda yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda dan potongan logam penyepuh dipasang sebagai anoda yang dibenamkan dalam larutan garam dari logam penyepuh dan dihubungkan dengan sumber arus searah.

Contoh : untuk melapisi sendok garpu yang terbuat dari baja dengan perak, maka garpu dipasang sebagai katoda dan logam perak dipasang sebagai anoda, dengan elektrolit larutan AgNO₃. Seperti terlihat pada gambar 2.

Gambar 2. Pelapisan sendok dengan logam perak.

Logam perak pada anoda teroksidasi menjadi Ag⁺ kemudian direduksi menjadi Ag pada katoda atau garpu. Dengan demikian garpu terlapisi. oleh logam perak.

Anoda	:	Ag(s)	→	Ag+(aq)+ e-
Katoda	:	Ag+(aq) + e-	→	Ag (s)
		Ag(s)	→	Ag(s)
		Anoda		Katoda

Referensi:

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik Jilid I. Terjemahan Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta: Erlangga.

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik. Edisi Keempat. Jilid II. Terjemahan Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta : Erlangga.

Dogra, S.K. dan S. Dogra. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Terjemahaan Umar Mansyur. Jakarta : Universitas Indonesia.

Keenam, Charles W. Donald C. Kleinfelter Jesse H. Wood. 1996. Kimia Untuk Universitas. Edisi Keenam. Jilid I. Terjemahan Aloysius Hadyana Pudjaatmaka. Jakarta : Erlangga.

Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Jakarta ; PT. Rineka Cipta

Terima kasih dan semoga bermanfaat