Pokok Pembahasan

1. Pengertian Elektrokimia

2. Jenis – jenis sel Elektrokimia

3. Elektroda

4. Potensial Elektroda

5. Reaksi Redoks

6. Termodinamika sel elektrokimia

7. Persamaan Nernst

​

1. Pengertian Elektokimia

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

2. Jenis Sel Elektrokimia�SEL GALVANIK (sel volta)�

Sel galvani (sel volta) merupakan sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan

Contoh Sel Galvanik

• Sel Daniell

​

Dalam gambar di samping:

Sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik. Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.

SEL DANIELL dan Jembatan Garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang larut

• Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
• Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)

Dalam hal ini, massa Zn mengalami pengurangan, sedangkan elektroda Cu bertambah massanya, karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

Penentuan Kutub Positif dan Negatif ( Sel Daniell )

​

• Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi arus elektron dari tembaga ke seng.Oleh karena itu logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada).

​

• Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :

Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)

​

• Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

ATURAN SEL GALVANIK

​

• Penulisan Notasi

Zn l Zn²⁺ ll Cu²⁺ l Cu

Zn l Zn²⁺ Cu²⁺ l Cu

​

• Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa
• Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda
• Garis putus – putus menyatakan adanya jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda & katoda dapat saling bereaksi

​

Deret Volta

​

• Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
• Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

​

​

(H)

Li

K

Ba

Ca

Na

Al

Zn

Cr

Cu

Hg

Mg

Ag

Fe

Ni

Si

Pb

Pt

Au

Macam-macam Sel Volta

• Sel Kering atau Sel Leclance
• katoda: karbon ; anoda: Zn
• Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu MnO₂ + NH₄Cl + sedikit Air
• Sel aki
• Katoda: PbO₂ ; anoda :Pb
• Elektrolit : Larutan H₂SO₄

​

​

​

Macam-macam Sel Volta ( 2)

• Sel bahan bakar
• Elektoda : Ni
• Elektrolit :Larutan KOH
• Bahan bakar : H₂ dan O₂

​

• Baterai Ni-Cd
• Katoda : NiO₂ dengan sedikit air
• Anoda : Cd

2. Jenis sel elektrokimia (2)�SEL ELEKTROLISIS

• Sel elektrokimia yang menghasilkan redoks dari energi listrik .
• Katode (-)
• Anode (+)

​

Reaksi - reaksi Sel Elektreolisis

​

• Reaksi Pada Katode
• Ion positif akan mengalami reduksi, kecuali kation (+) yang berasal dari logam IA,IIA, dan Mn dalam larutan air tidak mengalami reduksi, yang mengalami reduksi adalah H₂O, Reaksinya:
• 2H₂0 + 2e 🡪 H₂ + 2OH^-
• Ion logam IA,IIA.Al, dan Mn berbentuk lelehan (leburan) akan mengalami reduksi
• Reaksi Pada Anode
• Ion negatif akan mengalami oksidasi jika elektrodanya nonaktif (Pt dan C). Ion negatif yang mengandung O (SO₄^2-,MnO₄^-,NO₃^-,dll) tidak mengalami oksidasi, yang mengalami oksidasi adalah H2O
• Reaksi : 2H₂O 🡪 4H⁺ + O₂ + 4e
• Jika elektrode anode merupakan logam aktif (selain Pt dan C) yang mengalami Oksidasi adalah elektrode tersebut.

​

​

​

​

3. ELEKTRODA

Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda atau katoda.

​

• Anoda merupakan elektroda di mana elektron datang dari sel elektrokimia sehingga oksidasi terjadi

​

• Katoda merupakan elektroda di mana elektron memasuki sel elektrokimia sehingga reduksi terjadi.

​

Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anoda atau katoda tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan katoda bagi sel elektrokimia lainnya.

ELEKTRODA

ELEKTRODA INERT

ELEKTRODA ACUAN LABORATORIUM

Jenis –jenis Elektroda

A. Elektroda Inert

elektroda yang tidak ikut bereaksi dalam reaksi kimia yang terjadi.

Contoh elektroda inert: platina

​

Sebuah sel dari sistem Fe³⁺ + e Fe²⁺

Pt I Fe³⁺ (x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+ (b M) I Pt

​

Jenis-jenis Elektroda (2)

B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium�1. Elektroda Kalomel

raksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I) klorida, Hg₂Cl₂ (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1 m atau KCl jenuh.

Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.

• Pt, H₂ (1 bar)| H⁺ || Cl^‑ | Hg₂Cl₂(s)|Hg
• Reaksi elektroda :

reaksi di katoda : ½ H₂ H⁺ + e^-

reaksi di anoda : ½ Hg₂ Cl₂ + e Hg + Cl^-

Reaksi keseluruhan : 

½ H₂ + ½ Hg₂Cl₂ (s) H⁺ + Cl^- + Hg

• Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (E^o = 0,337 V)
• Jika digunakan KCl jenuh pada 25⁰C memberikan E = 0,2412 V.

2. Elektroda Perak-Perak Klorida

Logam perak kontak dan padatan perak klorida merupakan garam yang sangat sukar larut. Keseluruhannya dicelupkan ke dalam larutan kalium klorida (KCl) yang mana konsentrasi ion Cl^- = 1 m.

​

Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada 25^oC memberikan emf 0,22233 Volt:

Pt, H₂ (1 bar)| H⁺ (1 m)|| Cl^‑ (1m) | AgCl (s)|Ag

​

• Reaksi elektroda:

Anoda: ½ H₂ H⁺ +e^-

Katoda: AgCl (s) + e Ag +Cl^-

• Reaksi keseluruhan:

½ H2 + AgCl (s) H⁺ + Ag +Cl^-

​

Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl

0,22233 Volt.

Ag|AgCl (s)|Cl^‑ (1m)

4. Potential Elektroda

Potensial Elektroda merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron.

• Potensial elektroda tergantung pada :

- Jenis Elektroda�- Suhu�- Konsentrasi ionnya

Menghitung Potensial Elektroda Sel

​

​

​

​

​

​

• Catatan :

E° = potensial reduksi standar (volt)�R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314�T = suhu mutlak (°K)�n = jumlah elektron�F = 96.500 coulomb�C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

​

E° sel = E° red - E° oks

​

E sel = E° sel - RT/nF ln C

​

E sel = E° sel - 0.059/n log C

​

Pada T = 25° C

​