ELEKTROKIMIA

ELEKTROKIMIA

                           

Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi. Reaksi redoks terdiri dari setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi. Reaksi reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi atau reaksi penyerapan elektron. Reaksi oksidasi adalah reaksi kenaikan bilangan oksidasi atau reaksi pelepasan elektron.

Reaksi redoks ada yang berlangsung spontan dan ada yang tidak. Reaksi redoks yang berlangsung spontan contohnya reaksi pembakaran dan perkaratan logam. Reaksi redoks spontan digunakan sebagai sumber listrik misalnya pada aki dan batrai. Sebaliknya arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tidak spontan yaitu proses elektrolisis. Reaksi elektrolisis digunakan pada penyepuhan dan pada pemurnian berbagai jenis logam.

1.    Pengertian

Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara energi listrik dengan reaksi kimia.

Listrik sebenarnya adalah aliran elektron dalam medium konduktor. Terjadi karena adanya perbedaan potensial diantara dua titik dalam konduktor tersebut. Beda potensial dapat dibuat bila dihubungkan dengan sumber arus.

2.    Proses Elektrokimia

Hantaran listrik dalam logam hanyalah perpindahan elektron secara fisika. Sedangkan dalam larutan disamping perpindahan ion juga disertai dengan reaksi kimia dikedua elektroda. Salah satu elektroda akan menerima elektron dari larutan dan elektroda lain memberikan elektron ke larutan.

Elektroda yang melepas elektron disebut teroksidasi dan yang menerima elektron disebut tereduksi. Jadi dalam elektrokimia terjadi reaksi reduksi dan oksidasi.

Dalam sel elektrokimia, serah terima elektron dibuat secara tidak langsung yaitu melalui kawat / logam.

Alat untuk membuat interaksi energi kimia dengan energi listrik disebut sel elektrokimia. Sel elektrokimia terbagi 2 yaitu :

a.     Sel Galvani atau sel volta

Adalah alat untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik seperti baterai dan aki.

Pada kedua elektrodanya terjadi reaksi kimia (yang satu tereduksi dan yang lain teroksidasi). Reaksi terjadi bila keduanya dihubungkan dengan kawat logam.

b.     Sel Elektrolisis

Adalah alat untuk mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

Contoh : membuat gas oksigen atau hidrogen dengan mengelektrolisis air, membuat logam aluminium dari oksidanya.

3.    Proses terjadinya arus listrik

a.     Percobaan I

Jika sebatang logam dicelupkan kedalam larutan ion logam, maka terjadi kesetimbangan antara logam dengan larutan ionnya.

Contoh : Logam Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO₄ dan Zn ke dalam ZnSO₄. 

                                  

Pada keduanya tidak terlihat perubahan, tetapi sebenarnya terjadi kesetimbangan :

                       Cu⁺²  + 2e   ⇌   Cu

                       Zn⁺²  + 2e   ⇌  Zn

Artinya : Serah terima elektron terjadi secara langsung dan bolak balik, karena reaksi setimbang, maka mata tidak mampu melihatnya.

b.     Percobaan II

Percobaan I dibalik, batang Zn dilarutkan dengan CuSO₄ dan batang Cu dilarutkan dalam larutan ZnSO₄. Dengan seketika permukaan logam Zn akan ditutupi lapisan tembaga dan sedikit demi sedikit logam Zn larut. Hal ini disebabkan karena ion Cu⁺² dapat tereduksi dengan merampas elektron logam Zn, sehingga Zn teroksidasi.

                                

Reaksinya :

           Zn  +  Cu⁺²   →   Zn⁺²  + Cu 

Ini merupakan contoh reaksi redoks spontan yaitu reaksi yang terjadi dengan sendirinya. Reaksi ini disertai dengan pembebasan energi berupa panas yang ditandai dengan naiknya suhu larutan. Reaksi redoks spontan dapat digunakan sebagai sumber listrik. Arus listrik adalah aliran elektron, tiap elektron membawa muatan listrik sebesar 1,6 x 10^-19 Coulomb.

Sementara logam Cu dalam ZnSO₄ tidak bereaksi karena Zn⁺² tidak dapat merampas elektron dari logam Cu.

        Cu  +  Zn⁺²  ⍆                 

  

Apa hubungan arus listrik dengan reaksi redoks ?

Contoh : Pada reaksi redoks terjadi perpindahan elektron dari reduktor ke oksidator. Pada contoh II elektron berpindah dari Zn ke Cu⁺². Ion Cu⁺² datang ke permukaan logam Zn, menyerap elektron lalu mengendap. Sementara atom Zn setelah melepas elektron  larut sebagai ion Zn⁺².

c.      Percobaan III

Dalam sel tersebut logam seng dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn⁺² (larutan ZnSO₄) dan logam tembaga di dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Cu⁺² (larutan CuSO₄). Logam Zn akan larut melepaskan 2 elektron.

                                        Zn   →   Zn⁺²  + 2e

Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan, tetapi tertinggal pada logam Zn. Elektron tersebut akan mengalir ke logam tembaga melalui kawat penghantar. Ion Cu⁺² akan menangkap elektron dari logam tembaga kemudian mengendap.

                                       Cu⁺²  + 2e    →   Cu

Dengan demikian rangkaian tersebut akan menghasilkan aliran elektron (listrik). Dengan melarutnya logam Zn, labu A menjadi bermuatan positif dan akan menghambat pelarutan logam Zn. Sementara labu B akan bermuatan negatif seiring dengan mengendapnya ion Cu⁺². Sehingga menahan pengendapan ion Cu⁺². Aliran tersebut tidak akan berkelanjutan. Untuk menentralkan muatan listrik di kedua labu, dihubungkan dengan jembatan garam.

Jembatan garam yaitu larutan garam (seperti NaCl atau KNO₃) dalam agar-agar. Ion negatif dari jembatan garam akan bergerak ke labu A untuk menetralkan kelebihan ion Zn⁺², sedangkan ion positif akan bergerak ke labu B untuk menetralkan kelebihan ion SO₄^-2.

Logam seng dan tembaga menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian sel elektrokimia yang disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode (bermuatan negatif), sedang elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode (bermuatan positif).

       Untuk lebih memahami sel volta amati video percobaan berikut :

                       

4.    Sel Volta atau Sel Galvani

Adalah suatu sistim rangkaian atau sel yang mampu menciptakan energi listrik searah (DC) akibat reaksi redoks yang berlangsung spontan dimana serah terima elektron dilakukan dengan bantuan konduktor logam (sel volta merubah energi kimia menjadi energi listrik, atau merubah reaksi redoks menjadi energi listrik).

a.     Komponen-komponen sel volta :

1.     Wadah yang berisi sistim oksidasi (sel oksidasi)

2.     Wadah yang berisi sistim reduksi (sel reduksi)

3.     Jembatan garam untuk menghubungkan kedua larutan

4.     Jembatan elektron yang terdiri dari konduktor logam

 b.     Reaksi yang terjadi pada sel volta :

1.     Pada kutub negatif atau anoda terjadi reaksi oksidasi

       Zn  →   Zn⁺²  + 2e

2.     Pada kutub positif atau katoda terjadi reaksi reduksi

      Cu⁺²  + 2e  →   Cu

Reaksi sel : terdiri dari  ½ sel oksidasi + ½ sel reduksi

         Oksidasi    : Zn                →     Zn⁺²  + 2e

         Reduksi    : Cu⁺²  + 2e   →     Cu

..............................................................................  +

                                        Zn  +  Cu⁺²    →    Zn⁺²  +  Cu

c.      Notasi Sel Volta

Susunan sel volta dinyatakan dalam notasi singkat :

                          Zn / Zn⁺² // Cu⁺² / Cu

                     (anode – jembatan garam – katode)

Anode digambarkan disebalah kiri dan katode disebelah kanan. Notasi tersebut menyatakan di anode terjadi reaksi oksidasi Zn menjadi Zn⁺², sedangkan di katode terjadi reaksi reduksi Cu⁺² menjadi Cu. Dua garis sejajar (//) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas antar fase.

5.    Potensial Elektroda

Adalah potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elktroda dengan elektroda hidrogen, dinyatakan dengan lambang E^o.

a.       Potensial Elektroda Standar

Adalah harga potensial elektroda yang diukur pada kondisi standar yaitu pada suhu 25^oC, tekanan 1 atm dan konsentrasi ion 1 M.

b.       Kegunaan potensial elektroda standar :

1.     Untuk memperkirakan mudah atau tidaknya zat teroksidasi atau tereduksi

-         Makin positif harga E^o_red semakin mudah zat tereduksi

-       Makin negatif E^o_red semakin sukar zat tereduksi (semakin mudah zat teroksidasi)

Contoh :

E^o_red Cu⁺² = + 0,34 V

E^o_red Al⁺³ = -1,66 V

E^o_red Pb⁺² = -0,13

Maka :

E^o_red Cu > E^o_red Pb > E^o_red Al

Cu lebih mudah direduksi dari pada Al dan Pb

Al lebih mudah dioksidasi dari pada Cu dan Pb

2.     Memperkirakan E^o_sel dengan rumusan matematik :

E^o_sel = E^o_red zat tereduksi - E^o_red zat teroksidasi

Contoh :

Hitung E^o_sel dari reaksi Fe  +  Pb⁺²  →   Fe⁺²  + Pb

     Jika E^o_red Fe⁺²  = - 0,44 V dan E^o_red Pb⁺² = - 0,13 V

 Maka :

     E^o_sel = E^o_red zat tereduksi - E^o_red zat teroksidasi

              = E^o_red Pb⁺² - E^o_red Fe⁺²

              = - 0,13 V – (- 0,44 V)

              = 0,31 V

3.     Memperkirakan kespontanan reaksi redoks

Jika : E^o_sel berharga positif, reaksi redoks spontan

         E^o_sel berharga negatif, reaksi redoks tidak spontan

         E^o_sel = 0, maka reaksi redoks dalam keadaan setimbang

         Untuk membantu memahami materi ini, perhatikan kesimpulan berikut :