Makalah Sel Elektrokimia

MAKALAH

KIMIA FISIKA

SEL ELEKTROKIMIA

Disusun oleh:

Orde Baru

1416150006

Pendidikan Kimia

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS KRISTEN INDONESIA

JAKARTA

2016

KATA PENGANTAR

Puji syukur saya kepada Tuhan Yang Maha Esa, karena atas berkat rahmat-Nya lah dan karunia-Nya penulisan makalah ini dapat selesai dengan tepat waktu. Makalah ini disusun untuk tugas akhir untuk melengkapi nilai UTS tentang materi “Sel Elektrokimia”.

Makalah ini disusun secara khusus dan sistemika untuk memenuhi tugas dari Mata Kuliah “Kimia fisika II ” dan penyusunannya dilakukan secara individu . Substansi yang terdapat dalam makalah ini berasal dari beberapa referensi buku dan literature-literatur lain. Sistematika penyusunan makalah ini terbentuk melalui kerangka yang berdasarkan acuan atausumber dari buku maupun literatue-literatur lainnya.

Makalah yang berjudul “ sel Elektrokimia ” ini dapat dijadikan sebagai bahan pembelajaran bagi mahasiswa, dosen atau masyarakat umum dan juga sebagai bahan pembanding dengan makalah lain yang secara substansial mempunyai kesamaan. Tentunya dari konstruksi yang ada dalam makalah ini yang merupakan tugas mata kuliah “Kimia fisika II ” banyak terdapat kekurangan. Oleh karena itu, penulis berharap diberikan kritikan yang membangun kepada para pembaca.

Jakarta, 16  April  2016

                                                                                                           Penyusun

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR........................................................................................................... i

DAFTAR ISI........................................................................................................................ ii

    BAB PENDAHULUAN....................................................................................................... 1

A.    Latar Belakang.............................................................................................................. 1

B.    Rumusan Masalah......................................................................................................... 1

C.    Tujuan Penulisan........................................................................................................... 1

D.    Manfaat Penulisan......................................................................................................... 1

  BAB II    PEMBAHASAN.................................................................................................. 2

A.    Definisi  Sel Elektrokimia............................................................................................. 2

B.     Komponen sel elektrokmia  ......................................................................................... 3

C.     Jenis – jenis Elektroda ................................................................................................. 3

D.    Pengglongan sel elektrokimia  ................................................................................... 3

E.   Hubungan ∆G, faraday dan Eo ........................................................................................5

F.    Hubungan tetapan kesetimbangan dan Eo ....................................................................6

G.     Persamaan Nerst......................................................................................................... 7

F.      Aplikasi ....................................................................................................................... 8

  BAN III   PENUTUP.................................................................................................................... 11

A.    Kesimpulan................................................................................................................ 11

DAFTAR PUSTAKA......................................................................................................... 11

BAB I

PENDAHULUAN

A.       Latar Belakang

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.

Metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/ berbeda dalam suatu sistem elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia.

B.       Rumusan Masalah

1.    Apa pengertian sel elektrokimia?

2.    Bagaimana komponen sel elektrokimia?

3.    apa saja jenis elektroda?

4.    Bagaimana penggologan sel elektrokimia?

5.  Bagaimana hubungan ∆G, Faraday dan E0?

6.  Bagaimana hubungan tetapan kesetimbangan dengan E0?

7.    Bagaimana pembentukan Persamaan Nernst?

8.    Bagaiaman aplikasi sel elektrokimia?

C.       Tujuan Penulisan

Tujuan penulisan makalah ini, adalah sebagai berikut:

1.    Untuk mengetahui apa itu sel elektrokimia.

2.    Untuk mengetahui komponen apa saja yang ada di elektrokimia

3.  Untuk mengetahui apa saja jenis – jenis elektroda

4.    Untuk mengetahui penggolongan sel elektrokimia

5.  Untuk mengetahui hubungan ∆G, Faraday dan E0

6.  Untuk mengetahui hubungan tetapan kesetimbangan dan E0

7.    Untuk mengetahui persamaan Nernst.

8.    Untuk mengetahui apa saja aplikasinya

D.       Manfaat Penulisan

Manfaat penulisan makalah ini, adalah sebagai berikut:

1.    Sebagai acuan atau referensi bagi mahasiswa yang akan mempelajari tentang sel elektrokimia.

2.    Sebagai pemenuhan tugas mata kuliah kimia dasar.

3.    Sebagai sarana atau sumber pemberian informasi bagi pembaca tentang sel elektrokimia.

BAB II

PEMBAHASAN

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.

Adapun berbagai definisi elektrokimia lainnya yaitu

1.    Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia yang berlangsung dalam larutan pada antarmuka konduktor elektron (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik (elektrolit), dan melibatkan perpindahan elektron antara elektroda dan elektrolit atau sejenis dalam larutan.Jika reaksi kimia didorong oleh tegangan eksternal, maka akan seperti elektrolisis, atau jika tegangan yang dibuat oleh reaksi kimia seperti di baterai, maka akan terjadi reaksi elektrokimia. Sebaliknya, reaksi kimia terjadi di mana elektron yang ditransfer antara molekul yang disebut oksidasi / reduksi (redoks) reaksi. Secara umum, elektrokimia berkaitan dengan situasi di mana oksidasi dan reduksi reaksi dipisahkan dalam ruang atau waktu, dihubungkan oleh sebuah sirkuit listrik eksternal.

2.    Elektrokimia adalah ilmu tentang hubungan antara senyawa listrik dan kimia. Elektrokimia merupakan studi yang mempelajari bagaimana reaksi kimia dapat menimbulkan tegangan listrik dan tegangan listrik terbalik dapat menyebabkan reaksi kimia dalam sel elektrokimia. Konversi energi dari bentuk kimia ke bentuk listrik dan sebaliknya adalah inti dari elektrokimia. 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

1. Elektroda

Definisi Elektroda

bagian atau media non-logam dari sebuah sirkuit (misal semikonduktor, elektrolit atau vakum). 

Dua macam Elektrodayait:

1. Anoda adalah tempat terjadinya oksidasi bermuatan negatif di sebabkan oleh reaksi spontan, elektron akan dilepas oleh elektroda ini.
2. Katoda adalah elektroda-elektroda tempat terjadinya reduksi berbagai zat kimia.

Berdasarkan jenisnya, elektron dapat digolongkan menjadai :

1. Elektroda logam – ion logam yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan ionnya, contohnya elektroda Cu   Cu2+.
2. Elektroda Amalgam yaitu larutan logam dalam Hg cair.
3. Elektroda Redoks yaitu elektroda yang melibatkan rreaksi reduksi-oksidasi didalamnya.
4. Elektroda Logam-Garam Tak Larut yaitu elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat sedikit larutnya Mu+Xu- dan larutan yang jenuh dengan Mu+Xu- serta mengandung garam atau asam terlarut dengan anion XZ-
5. Elektroda Gas yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam kesetimbangan dengan ion-ion dalam larutan
6. Elektroda Non Logam-Non Gas yaitu elektroda yang berisi unsur selain logan dan gas
7. Elektroda Membram Yaitu elektroda yang mengandung membran semi parmiabl.

Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anode atau katode, kata-kata yang juga diciptakan oleh Faraday. Anode ini didefinisikan sebagai elektroda di mana elektron datang dari sel elektrokimia dan oksidasi terjadi, dan katode didefinisikan sebagai elektroda di mana elektron memasuki sel elektrokimia dan reduksi terjadi. Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anode atau katode tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang berfungsi sebagai anode dari sebuah sel elektrokimia dan katode bagi sel elektrokimia lainnya.

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, Esel = 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[sunting]

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, Esel= 1,1 volt

Sel Elektrolisis[sunting]

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-, SO42-), 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" > Lx+ + 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

Sumber arus

Dalam sel elektrokimia berlangsung proses elektrokimia, yaitu suatu reaksi kimia menghasilkan arus listrik atau sebaliknya, arus listrik menyebabkan berlangsungnya reaksi kimia. Oleh karena itu, sel elektrokimia dapat digunakan secara luas dalam kehidupan sehari-hari (tidak hanya untuk penyepuhan logam dan baterai) misalnya pemurnian logam emas dan tembaga, penggunaan sel diafragma, serta accu.
Dalam sel elektrokimia terdapat hubungan antara reaksi kimia dengan energi listrik. Akibatnya sel elektrokimia dapat menghasilkan arus listrik maupun sebaliknya.

Reaksi yang terjadi dalam sel elektrokimia adalah reaksi reduksi dan reaksi oksidasi (reaksi redoks). Reaksi redoks dapat berlangsung jika dalam sel elektrokimia terdapat zat/larutan elektrolit yang dapat mernghantarkan arus listrik. Dalam sel elektrokimia, selain elektrolit juga membutuhkan tempat berlangsungnya reaksi yang dikenal sebagai elektroda. Elektroda dalam sel elektrokimia dibagi menjadi dua yaitu elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi disebut anoda dan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi disebut katoda.

Ada berapa macamkah sel elektrokimia itu? Bagaimanakah reaksi yang terjadi di dalamnya? Adakah perbedaan antara sel elektrokimia satu dengan lainnya?
Berdasarkan keberlangsungan reaksi sel elektrokimia dibagi menjadi dua yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Pada sel volta yang sedang digunakan, berlangsung suatu reaksi kimia yang menghasilkan arus/energi listrik. Sedangkan penggunaan energi listrik untuk melangsungkan reaksi kimia disebut sel

Berdasarkan keberlangsungan reaksi sel elektrokimia dibagi menjadi dua yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Pada sel volta yang sedang digunakan, berlangsung suatu reaksi kimia yang menghasilkan arus/energi listrik. Sedangkan penggunaan energi listrik untuk melangsungkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis. Perbedaan Pokok antara Sel Volta dan Sel Elektrolisis adalah sebagai berikut:

Sel Volta, terjadi pada reaksi redoks yang bersifat spontan (bereaksi dengan sendirinya) dan menghasilkan arus listrik. Dalam reaksi sel, perbedaan energi potensial kimia antara reaktan yang lebih tinggi energinya dan produk yang lebih rendah energinya menghasilkan arus listrik. Dengan kata lain sistem bekerja pada lingkungan . Katoda merupakan kutub positif dan anoda kutub negatif. Jadi dalam sel Volta energi kimia diubah menjadi energi listrik.

Elektrolisis, terjadi pada reaksi redoks yang tidak spontan, sehingga untuk melakukan reaksi diperlukan energi. Energi yang diperlukan dalam sel elektrolisis adalah energi listrik dengan arus searah. Untuk berlangsungnya proses elektrolisis diperlukan adanya elektroda, larutan elektrolit, dan sumber arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis katoda dihubungkan dengan kutub (-), dan anoda dihubungkan dengan kutub (+) sumber arus. Apabila arus listrik dialirkan ke dalam elektrolit, maka kation akan mengalami reduksi dengan menangkap elektron dan anion akan mengalami oksidasi dengan melepas electron

Jembatan garam

Jembatan garam biasanya berupa tabung U yang diisi dengan agar-agar yang dijenuhkan dengan HCl. Jembatan garam berfungsi untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. Karena konsentrasi larutan elektrolit pada jembatan  garam lebih tinggi dari pada konsentrasi elektrolitdi kedua bagian elektroda, maka ion negatif dari jembatan garam masuk ke salah satu setangah sel yang kelebihan muatan positif dan ion positif dari jembatan garam berdifusi ke bagian lain yang kelebihan muatan negatif.

Dengan adanya jembatan garam terjadi aliran elektron yang kontinu melalui kawat pada rangkaian luar dan aliran ion-ion melalui larutan sebagai akibat dari reaksi redoks yang spontan terjadi pada kedua elektroda.

Adanya jembatan garam menyebabkan adanya pertemuan cairan elektrolit. Hal ini menyebabkan munculnya potensial perbatasan kedua cairan, tapi potensial cairan – pembatasan (Ei) antara larutan KCl (pekat dalam agar-agar) dengan larutan encer pada setengah sel sangat kecil. Hal ini terjadi karena larutan KCl yang digunakan pekat sehingga potensial perbatasan terutama ditentukan oleh ion – ion dari larutan tersebut, sementara ion – ion dari larutan encer memberikan konstribuusi yang dapat diabaikan terhadap potensial perbatasan.

D. Penggolongan sel elektrokimia

Elektrokimia adalah hubungan reaksi kimia dengan gaya gerak listrik (aliran electron). Adapun penggolongan elektrokimia terdiri dari dua macam, yaitu :

• Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik (Sel Gallvani)
•  Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (Sel Elektrolisa)

Alat yang digunakan untuk mempelajari elektrokimia disebut sel elektrokimia. Sel elektrokimia adalah sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.

1.    Sel Gallvani/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,                                Esel=    +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.

   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.

   Konsep-Konsep Sel Volta

a.    Deret Volta :

Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Mn, (H2O), Zn, Cr, Fe, Cd, Ni. Co, Sn, Pb, (H), Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

Makin ke kanan, mudah direduksi atau sukar dioksidasi. Makin ke kiri mudah dioksidasi, makin aktif dan sukar direduksi.

b.    Notasi Sel

Contoh : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

Dimana :          /           =          potensial ½ sel

                          //        =          potensial sambungan sel (jembatan garam)

2.    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+)
•  Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan).

Pada anoda, terdapat 3 (tiga) kemungkinan zat yang ada, yaitu :

• Anion (A-)
• Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan)
• Elektroda. Elektroda ada dua macam, antara lain inert (tidak mudah bereaksi, seperti Platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tidak inert (mudah bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).

Ada berbagai macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu :

1)   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.
• Jika kationnya berupa H+.
• Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama logam)x+ + xe → (nama logam)

2)   Reaksi yang terjadi pada anoda

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

Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-, SO42-), 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 tiga macam di atas), maka reaksinya Lx+ + xe

E. 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 We = ∆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 We = - 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.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.

F. Hubungan tetapan kesetimbangan dan E0

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)

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.

G. Hukum Nerst

Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas- asas termodinamika ke sel listrik.

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 Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan.

Persamaan nerst

∆Gr = ∆G0 + RT In Q = JvJaj

  Oleh karena itu,

E = ∆G0vF - RTvF 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 = RTvF In Q

H. Aplikasi sel elektrolisis

1. Pembuatan Beberapa Bahan Kimia

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

BAB III

PENUTUP

A.  KESIMPULAN

Adapun kesimpulan yang di dapat adalah sebagai berikut :

• Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia yang berlangsung dalam larutan pada antar muka konduktor elektron (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik (elektrolit), dan melibatkan perpindahan elektron antara elektroda dan elektrolit atau sejenis dalam larutan.
• Potensial sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit eksternal.
• Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada larutan dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus.
• Setiap reaksi kimia dapat dituliskan sebagai kombinasi dari dua buah reaksi setengah sel sehingga potensial sel dapat diasosiasikan dengannya.
• 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.

Daftar Pustaka

• Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik Jilid I edisi keempat. Terjemahan Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta: Erlangga.
• Kimia Fisika dan soal-soal. S kdogra S dogra
• Prinsip – prinsip kimia modern edisi keempat jilid 1