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 dan sel elektrolisis.Reaksi elektrokimia dapat berlangsung secara spontan,yaitu ketika dua elektrode yang direndam di dalam cairan elektrolit dihubungkan dengan untai listrik.

Elektrokimia adalah reaksi redoks yang bersangkut paut dengan listrik.

Reaksi elektrokimia dibagi menjadi 2, yaitu:

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

·         Sel elektrolisis adalah listrik yang mengakibatkan reaksi redoks. Contohnya adalah pemurnian logam dan pelapisan logam.

Sel galvani/sel volta

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.

Notasi sel

Untuk sel volta, penulisannya 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

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks.

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.)

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^x+ + xe

•          Konsep termodinamika tidak hanya berhubungan dengan mesin uap, atau transfer energi berupa kalor dan kerja

•          Dalam konteks kehidupan sehari-hari aplikasinya sangat luas mulai dari pemanfaatan baterei untuk menjalankan hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada permukaan logam lain

•          Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

•          Ada 2 jenis sel elektrokimia: (1) Sel yang melakukan kerja dengan melepaskan energi dari reaksi spontan dan (2) sel yang melakukan kerja dengan menyerap energi dari sumber listrik untuk menggerakkan reaksi non spontan

terminologi Redoks :

Menyeimbangkan Persamaan Redoks :

•          Bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi masing-masing yang mengalami oksidasi dan reduksi

•          Seimbangkan atom dan muatan pada masing-masing reaksi

–        Mula-mula atom selain O dan H, kemudian O lalu terakhir H

–        Muatan diseimbangkan dengan menambah elektron (e) disebelah kiri untuk setengah reaksi reduksi dan disebelah kanan untuk setengah reaksi oksidasi

•          Kalikan masing2 setengah reaksi dengan bilangan bulat untuk menyeimbangkan jumlah e yang diperoleh reduksi sama dengan elektron yang dilepas oksidasi

•          Jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut

•          Periksa apakah atom dan muatan sudah seimbang

Reaksi Redoks suasana asam :

Cr₂O₇^2-(aq) + I^-(aq) à Cr³⁺(aq) + I₂(s) (lar asam)

1. Mula-mula bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi reduksi dan oksidasi
2. Seimbangkan atom dan muatan dimasing-masing setengah reaksi
1. Seimbangkan jumlah atom Cr
2. Seimbangkan O dengan menambahkan H₂O
3. Seimbangkan H dengan menambahkan ion H⁺
4. Seimbangkan muatan dengan menambah elektron
5. Begitupun dengan setengah reaksi oksidasi
3. Kalikan masing-masing setengah reaksi agar jumlah e sama
4. Jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut menjadi overall
5. Periksa jumlah atom dan muatan

•          Untuk reaksi suasana basa setelah langkah ke4 tambahkan ion OH^- dengan jumlah sama dengan ion H⁺

Sel Elektrokimia :

•          Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

•          Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

•          Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan

Elektroda :

•          Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda

•          Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

•          Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda

Sel Volta dan
Sel Elektrolisa  :

Sel Volta :

Konstruksi dan Operasi Sel Volta :

•          Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO₄

•          Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO₄

•          Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif

•          Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion)

•          Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum

Notasi Sel Volta :

•          Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu²⁺)

Zn(s)|Zn²⁺(aq)║Cu²⁺(aq)|Cu(s)

•          Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

•          Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

•          Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan

Sel Volta dengan Elektroda Inaktif :

Grafit|I^-(aq)|I₂(s)║H⁺(aq), MnO₄^-(aq), Mn²⁺(aq)|Grafit

Potensial Sel (E_sel) :

•          Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik

•          Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (E_sel) atau gaya electromotive (emf)

•          Untuk proses spontan E_sel> 0, semakin positif E_sel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel

•          Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

•          Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid)

Potensial Elektroda Standar (E^o_setengah-sel) :

•          Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)

•          Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi

•          Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi E^o_{1/2 sel}

•          Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

•          E^o_sel = E^o_katoda - E^o_anoda

Elektroda Hidrogen Standar :

•          Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:

                2H⁺(aq, 1 M) + 2e à H₂(g, 1 atm)  E^o_rujukan = 0

                H₂(g, 1 atm) à 2H⁺(aq, 1 M) + 2e –E^o_rujukan = 0

•          Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas

Kekuatan Relatif Oksidator dan Reduktor :

•                          Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

                2H⁺ (aq, 1 M) + 2e Û H₂ (g, 1 atm)

•          Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi

•          Nilai E^o yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi

•          Nilai E^o memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik

•          Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah semakin reduktor

Reaksi Redoks Spontan :

•          Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi

•          Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (E^o_sel> 0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan) dan reduktor (sisi produk) yang terletak dibawahnya

•          Misal Cu²⁺ (kiri) dan Zn (kanan) bereaksi spontan dan Zn terletak dibawah Cu²⁺

Reaktifitas Relatif Logam :

•                          Logam yang dapat menggantikan H₂ dari asam. Ambil salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah untuk memperoleh E^o_sel jika positif maka H₂ akan terlepas

•          Logam yang tidak dapat menggantikan H₂, dengan langkah yang sama, namun jika hasilnya E^o_sel< 0, maka reaksi tidak spontan

•          Logam yang dapat menggantikan H₂ dari air, logam yang terletak dibawah reduksi air

•          Logam yang dapat menggantikan logam lain dari larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas tabel

Potensial Sel Standar dan Konstanta Kesetimbangan :

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel :

•          Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya

•          Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:

                ∆G = ∆G^o + RT ln Q sedangkan

                ∆G = -nFE_sel juga ∆G^o = -nFE^o_sel sehingga

                -nFE_sel = -nFE^o_sel + RT ln Q

                E_sel = E^o_sel – (RT/nF) ln Q (Persamaan Nernst)

Aplikasi Persamaan Nernst :

•          Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka E_sel> E^o_sel

•          Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka E_sel = E^o_sel

•          Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka E_sel< E^o_sel

•          Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

                E_sel = E^o_sel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25^oC)

Potensial Sel dan Hubungan antara Q dan K :

Zn(s) + Cu²⁺(aq) à Zn²⁺(aq) + Cu(s)  Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺]

Sel Konsentrasi :

Sel Elektrolisa :

•          Prinsip kerja sel elektrolisa adalah energi listrik dari sumber eksternal akan mendorong reaksi tidak spontan berlangsung

•          Sel Volta:

                Sn(s) à Sn²⁺ + 2e                                            (anoda; oksidasi)

                Cu²⁺ + 2e à Cu(s)                            (katoda; reduksi)

                Sn(s) + Cu²⁺à Sn²⁺ + Cu(s)          E^o = 0,48 V

•          Sel Elektrolisa:

                Cu(s) à Cu²⁺ + 2e                            (anoda; oksidasi)

                Sn²⁺ + 2e à Sn(s)                                            (katoda; reduksi)

•          Oksidasi terjadi di anoda dan reduksi terjadi di katoda tapi arah aliran elektron dan tanda elektroda kebalikan sel volta

Memperkirakan Produk Elektrolisa:

•          Elektrolisis lelehan garam murni: Contoh CaCl₂(l) maka kation akan tereduksi dan anion akan teroksidasi

                2Cl^-(l) àCl₂(g) + 2e                                         (anoda; oksidasi)

                Ca²⁺(l) + 2e à Ca(s)                                        (katoda; reduksi)

                Ca²⁺ + 2Cl^-à Ca(s) + Cl₂(g)                           (overall)

•          Elektrolisis Lelehan campuran garam

                Spesies yang lebih mudah teroksidasi (reduktor kuat) akan bereaksi di anoda dan spesies yang lebih mudah tereduksi (oksidator kuat) akan bereaksi di katoda

•          Contoh : Campuran NaCl dan MgBr₂ dilelehkan dan dielektrolisis, prediksikan zat yang terbentuk di anoda dan katoda?

Elektrolisis Air :

•          Air dapat mengalami reaksi oksidasi maupun reduksi, keduanya reaksi tidak spontan

                2H₂O(l) à O₂(g) + 4H⁺ + 4e         E = -0,82 V

                2H₂O(l) + 2e à H₂(g) + 2OH^-      E = -0,42 V

                2H₂O(l) à 2H₂(g) + O₂(g)             E = -1,24V

•          Pembentukan H₂ dan O₂ memerlukan voltase tambahan terkait faktor kinetik, sehingga potensial elektroda perlu tambahan 0,4 sd 0,6 V

Elektrolisis Larutan Ion :

•          Saat ada dua ½ reaksi dimungkinkan terjadi di elektroda, maka salah satu yang memiliki potensial elektroda positif (kurang negatif) yang akan terjadi

•          Apa yang terjadi saat larutan KI dielektrolisis?

•          Kemungkinan reduksi

                K⁺(aq) + e à K(s)                                                             E^o = -2,93 V

                2H₂O(l) + 2e à H₂(g) + 2OH^-                      E = -0,42 V

                Maka H₂ yang terbentuk

•          Kemungkinan oksidasi

                2I^-(aq) à I₂(s) + 2e                                                          E^o = -0,53 V

                2H₂O(l) à O₂(g) + 4H⁺ + 4e                         E = -0,82 V

                Maka I₂akan terbentuk di anoda

Konklusi elektrolisis unsur :

•          Kation logam kurang aktif akan tereduksi termasuk emas, perak, tembaga, kromium, platinum dan kadmium

•          Kation logam yang lebih aktif tidak tereduksi termasuk gol 1A, 2A dan Alumunium, yang mengalami reduksi air à gas H₂

•          Semua anion akan teroksidasi termasuk halida kecuali anion F^- (E^o = -2,87 V)

•          Anion yang tidak teroksidasi mencakup F^- dan oksoanoin SO₄^2-, CO₃^2-, NO₃^-, PO₄^3- karena bilangan oksidasinya sudah tertinggi, air akan teroksidasi membentuk gas O₂.

Stoikiometri Elektrolisa :

•          Hukum Elektrolisis Faraday: jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektroda berbanding lurus dengan jumlah aliran muatan yang melewati sel

•          Konstanta Faraday (F) = 9,65 x 10⁴ C/mol e)

•          Jumlah muatan yang mengalir per detik = A

                1 Ampere (A) = 1 Coulomb/detik

                1 A = 1 C/det                      A x det = C