Makalah

OLEHSUHARMIN441 413 058KIMIA B

JURUSAN PENDIDIKAN KIMIAFAKULTAS MATEMATIKA DAN IPAUNIVERSITAS NEGERI GORONTALO

2015KATA PENGANTAR

Segala puji marilah kita panjatkan kehadirat Ilahi Robbi atas berkat rahmat-Nya lah saya dapat menyelesaikan makalah ini, sholawat serta salam juga tidak lupa kita haturkan kepada junjungan kita Nabi Muhammad SAW. sebagai pedoman kita dalam kehidupan.Penulis berharap semoga makalah kimia fisik dengan materi Elektrokimia ini menjadi sebuah bacaan yang bermanfaat bagi pembaca umumnya dan penulis khususnya. Penulis juga tentunya mengharapkan kritik dan saran yang bermanfaat guna penyempurnaan makalah ini.Terima kasih.

Gorontalo, 20 Juni 2015

Penulis

DAFTAR ISI

KATA PENGANTARDAFTAR ISIBAB I PENDAHULUAN1.1. Latar Belakang Masalah41.2. Rumusan Masalah41.3. Tujuan5BAB II PEMBAHASAN2.1. Pengertian Elektrokimia62.2. Reaksi Reduksi dan Oksidasi.72.3. Reaksi Disproporsionasi112.4. Sel Galvani dan Sel Volta122.5. Termodinamika Sel Elektrokimia182.6. Pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) Sel.202.7. Potensial Elektroda Standar (E)212.8. Hubungan Antara Potensial Sel (E) dan Energi Bebas Gibbs (G)222.9. Persamaan Nerst22

BAB III PENUTUPA. Kesimpulan25DAFTAR PUSTAKA

BAB IPENDAHULUAN

1.1. Latar BelakangElektrokimia merupakan bagian yang penting dalam kimia dasar, merupakan jembatan antara kimia dengan kehiduapan sehari-hari. Contoh: setiap saat kita menstater mobil, memijat kalkulator, melihat arloji digital, mendengarkan radio, dan sebagainya. Semuanya begantung pada reaksi eletrokimia lazim dikenal dengan batrei.Elektrokimia menyangkut fenomena yang berkaitan dengan aspek perbedaan/pemisahan muatan. Pemisahan muatan ini akan mengakibatkan terjadinya transfer muatan, yang dapat berlangsung dalam sistem homogen maupun heterogen.Mempelajari hubungan antara energi listrik/arus listrik dengan reaksi kimia. Secara umum reaksi kimia yang melibatkan arus listrik disebut sebagai proses elektrokimia. Beberapa proses elektrokimia adalah: elektrolisis, reaksi oksidasi-reduksi. Pada proses elektrokimia, reaksi kimia ikut melibatkan perpindahan elektron dari spesi kimia yang terlibat dalam reaksi tersebut.

1.2. Rumusan Masalah1) Bagaimana pengertian elektrokimia?2) Bagaimana reaksi reduksi dan oksidasi?3) Bagaimana itu Reaksi Disproporsionasi?4) Bagaimana pengertian sel galvani dan sel volta?5) Bagaimana Termodinamika Sel Elektrokimia?6) Bagaimana Pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) Sel?7) Bagaiman itu Potensial Elektroda Standar (E)?8) Bagaimana Hubungan Antara Potensial Sel (E) dan Energi Bebas Gibbs (G)?9) Bagaimana persamaan Nernst itu?

1.3. TujuanTujuan dari makalah ini agar dapat mengetahui:1. Pengertian elektrokimia.2. Penjelasan mengenai reaksi reduksi dan oksidasi.3. Penjelasan mengenai reaksi disproporsionasi.4. Pengertian sel galvani dan sel volta.5. Penjelasan mengenai termodinamika sel elektrokimia.6. Cara pengukuran daya gerak listrik (DGL) Sel.7. Penjelasan mengenai potensial elektroda standar (E).8. Hubungan Antara Potensial Sel (E) dan Energi Bebas Gibbs (G).9. Persamaan Nernst.

BAB II PEMBAHASAN

2.1. Pengertian ElektrokimiaElektrokimia adalah cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energy listrik dan reaksi kimia. Pada pasal 1.4 telah dinyatakan bahwa listrik timbul akibat aliran (gerakan) partikel bermuatan dalam mediumnya yang disebut konduktor. Aliran itu terjadi karena terdapat beda potensial diantara dua titik dalam konduktor tersebut. Beda potensial itu dapat dibuat bila kedua ujung konduktor dihubungkan dengan sumber arus. Elektrokimia mempelajari semua reaksi kimia yang disebabkan oleh energi listrik serta semua reaksi kimia yang menghasilkan listrik. Namun sel elektrokimia sering didefinisikan sebagai sel yang menghasilkan energi listrik akibat reaksi kimia dalam sel tersebut, seperti sel galvani atau sel volta. Sedangkan sel yang menghasilkan reaksi kimia akibat energi listrik disebut dengan sel elektolisis. Reaksi dalam elektrokimia Hantaran listrik dalam logam hanyalah perpindahan electron secara fisika, sedangkan dalam larutan, disamping perpindahan ion juga disertai reaksi kimia dikedua elektroda. Salah satu elektroda akan menerima electron dari larutan, sedangkan elektroda yang lain memberikan electron ke larutan.Sel elektrokimiaAlat khusus yang dapat membuat interaksi energy kimia (reaksi kimia) dengan energy listrik di sebut sel elektokimia. Sel elektrokimia adalah suatu alat yang dapat memproduksi kerja listrik ke lingkungan. Contoh, sel kering komersial adalah silinder bersegel dengan dua kuningan ysng dihubungkan dengan terminal yang menonjol darinya. Salah satu terminal ditandai dengan tanda positif (plus), sedang yang lain dengan tanda negatif (minus). Jika dua terminal dihubungkan ke suatu motor kecil, elektron mengalir melalui motor dari kutub negatif ke kutub positif dari sel. Dihasilkan kerja ke lingkungan dan reaksi kimia, reaksi sel, berlangsung di dalam sel.

2.2. Reaksi Oksidasi dan ReduksiKonsep RedoksPerpindahan OksigenSelama abad kesembilan belas istilah oksidasi digunakan untuk menjelaskan reaksi dimana suatu zat bersenyawa dengan oksigen.Pembakaran bahan bakar kayu pada waktu disebut oksidasi.Istilah reduksi berasl dari kata latin reduco yang artinya mengembalikan. Pada awalnya kata reduksi digunakan dalam metalurgi dalam proses mendapat kembali logam dari bijihnya.Istilah ini sudah digunakan sejak lama sebelum orang menggunakan istilah Oksidasi, jadi sebelum ditemukan oksigen, dan juga sebelum ditemukan bahwa terbakar adalah reksi dengan oksigen.Pembakaran gas alam, CH4 dan pembakaran bensin dalam mesin kendaraan bermotor adalah reaksi oksidasi.Bensin terdiri dari atas sejumlah hidrokarbon termasuk oktan C8H18.

Pembakaran magnesium dalam udara adalah reaksi oksidasi.

Dari reaksi-reaksi diatas dapat dilihat bahwa jika metana terbakar, gas ini akan bereaksi dengan oksigen dan melepaskan hidrogen. Melepaskan atau menghilangkan hidrogen hidrogen juga disebut oksidasi.Reaksi-reaksi yang menyangkut penguraian zat dengan melepaskan oksigen disebut reduksi.

Magnesium terbakar dalam uap air membentuk megnesium oksidasi dan hidrogen.

Pada reaksi ini, magnesium bereaksi dengan oksigen, sedangkan air melepaskan oksigen. Jadi, magnesium mengalami oksidasi, dan air mengalami reduksi.Oksidasi ialah suatu perubahan kimiaa) Jika suatu zat memberikan atau melepaskan elektronb) Jika suatu unsur mengalami pertambahan bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi.c) Yang terjadi di anoda suatu sel elektrokimia.

Reduksi ialah suatu perubahan kimiaa) Jika suatu zat menerima atau melepaskan elektronb) Jika suatu unsur mengalami pengurangan bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi.c) Yang terjadi di katoda suatu sel elektrokimia.

Oksidator dan ReduktorPada suatu reaksi redoks zat yang mengoksidasi zat lain disebut oksidator atau zat pengoksidasi, sedangkan zat yang mereduksi zat lain disebut reduktor atau zat pereduksi. Pada redoks oksidator direduksi, sedang reduktor dioksidasi. Hubungan antara oksidator, reduktor dan perubahan bilangan oksidasi serta perubahan elektron dapat dilihat pada tabel di bawah ini.PengertianBilangan oksidasiPerubahan elektron

Oksidasi

ReduksiOksidatorReduktorZat yang dioksidasiZat yang direduksiBertambah

BerkurangBerkurangBertambahBertambahBerkurangPengeluaran melepaskan elektronPenerimaan elektronMenerima elektronMemberikan elektronKehilangan elektronMenerima elektron

Oksidator dan ReduktorDalam reaksi, oksidator mengalami reduksi sedangkan reduktor mengalami oksidasiOksidator dan Hasil ReduksiOksidatorHasil Reduksi

F2Cl2O2H2O2MnO4

Cr2O72-H+H2SO4 pekatF-Cl-H2O2H2O2Dalam larutan asam, Mn2+Dalam larutan basa, MnO2Cr3+H2SO2

Reduktor dan Hasil OksidasiReduktorHasil Oksidasi

ZnCH2COAlSO32-Fe2+C2O42-H2C2O4Zn2+CO dan CO2H2OCO2Al3+SO42-Fe3+CO2CO2

Oksidator dan Reduktor yang Umum1. Oksigen adalah oksidator yang umum2. Klor, Cl23. Kalium Permanganat, KmNO44. Kalium Dikromat, K2Cr2O75. Sulfur dioksida6. Hidrogen

Setengah-ReaksiSuatu reaksi redoks dapat dianggap terdiri atas dua setengah reaksi yaitu setengah-reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi.Penyetaraan Reaksi RedoksAda dua cara menyatarakan reaksi redoks yaitu cara setengah-reaksi dan cara perubahan bilangan oksida. Cara Setengah-Reaksi1. Setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah-reaksi.2. Dalam persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektron yang dilepaskan pada oksidasi sama banyak dengan jumlah elektron yang diterima pada reduksi.3. Ada tiga tahapa) Menuliskan kerangka setengah reaksib) Mengimbangkan setiap setengah-reaksic) Menjumlah kedua setengah-reaksi

Cara Perubahan Bilangan OksidasiCara ini dapat dilakukan dalam beberapa tahap1. Tulis pereaksi dan hasil reaksi2. Tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi di ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksi4. Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi5. Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi6. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan dengan menambahkan H+ bilarutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa7. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di ruas kiri dan ruas kanan.

Ekivalen RedoksSuatu ekivalen oksidator (zat pengoksidasi) adalah sejumlah oksidator yang dapat menerima satu mol elektron.Suatu ekivalen reduktor (zat pereduksi) adalah sejumlah reduktor yang dapat memberi satu mol elektron.Dalam suatu reaksi redoks.a) Jumlah elektron yang diterima sama dengan jumlah elektron yang diberikan b) Satu ekivalen oksidator bereaksi dengan satu satu ekivalen reduktorc) Berat satu ekivalen oksidator = berat satu mol dibagi dengan jumlah elektron yang diterimad) Berat satu ekivalen reduktor = berat satu mol dibagi dengan jumlah elektron yang dilepaskan.

2.3. Reaksi DisproporsionasiReaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi simultan oleh suatu spesi disebut reaksi disproporsionasi atau reaksi otooksidasi. Spesi ini mengandung unsur yang mempunyai bilangan oksidasi diantara bilangan oksidasi tertinggi, dan terendah, saling bereaksi.

Stoikiometri Redoks

Jumlah ekivalen reduktorJumlah ekivalen oksidatorPada reaksi redoks

=

Satu ekivalen setiap reduktor memerlukan satu ekivalen oksidator.Sebagai contoh perhatikan reaksi,

Pada keadaan dimana jumlah MnO4- ekivalen dengan Fe2+ sedangkan volume dan kemolaran tidak sama, maka berlaku,VFe2+ x M Fe2+ x 1 = VMnO4- x 5VFe2+ = volume larutan VFe2+M Fe2+ = kemolaran VFe2+VMnO4- = volume larutan MnO4-1 = perubahan bilangan oksidasiFe(Fe2+ Fe3+)5 = perubahan bilangan oksidasi Mn(MnO4- Mn2+)

V1 x M1 x n1 = V2 x M2 x n2Atau secara umum

V1 = volume reduktorM1 = kemolaran reduktorn1 = perubahan bilangan oksidasi (reduktor yang mengalami oksidasi)V2 = volume oksidatorM2 = kemolaran oksidatorn2 = perubahan bilangan oksidator (oksidator yng mengalami reduksi)

2.4. Sel Galvani dan Sel VoltaSel GalvaniSel galvani terdiri atas dua elektroda dan elektrolit. Elektroda dihubungkan penghantar luar yang mengangkut elektron ke dalam sel atau ke luar sel.Elektroda dapat juga atau tidak berperan serta dalam reaksi sel. Setiap elektroda dan elektrolit disekitarnya membentuk setangah sel. Reaksi elektroda adalah setengah-reaksi yang berlangsung dalam setengah sel. Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan-garam. Sel Galvani atau Sel Volta dapat menghasilkan energi listrik sebagai hasil reaksi kimia yang berlangsung spontan.Dalam sel elektrolisis arus listrik dari luar sel melangsungkan reaksi kimia yang tidak spontan.Sel Galvani Sel Persamaan dan PerbedaanCara kerja sel galvani sebagai berikut,a. Pada anoda terjadi oksidasi dan elektron bergerak menuju elektroda.b. Elektron mengalir melalui sirkuit luar menuju ke katodac. Elektron berpindah dari katoda ke zat dalam elektrolit. Zat yang menerima elektron mengalami reduksi.d. Dalam sirkut-dalam, muatan diangkut oleh kation ke katoda dan oleh anion ke anoda.

Tanda ElektrodaSel galvani atau sel volta dapat menghasilkan energi listrik di sirkut luar. Elektroda tempat sumber elektron disebut elektroda negatif dan diberi tanda (-). Dalam sel galvani-sel volta Anoda disebut elektroda negatif diberi tanda (-) Katoda disebut elektroda positif diberi tanda (+) Elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif melalui sirkut-luar.

Sel ElektrolisisIstilah elektrolisis berasal dari bahasa Yunani Electro artinya peristiwa listrik dan lysis artinya terurai. Pada elektrolisis oleh energi listrik zat-zat dapat terurai. Alat tempat berlangsungnya elektrolisis disebut sel elektrolisis. Dalam sel ini, Elektroda adalah penghantar tempat listrik masuk ke dalam dan keluar dari zat-zat yang bereaksi. Perpindahan elektron antara elektroda dan zat-zat dalam sel menghasilkan reaksi terjadi pada permukaan elektroda. Zat-zat yang dapat dielektrolisis adalah leburan ion dan larutan yang mengandung ion terlaProses ElektrolisisAda beberapa hal dari elektrolisis yang mirip dengan sel elektrolisis. Elektrolit adalah zat dalam sel yang menghantar listrik. Dalam elektrolit muatan listrik diangkut oleh ion yang bergerak. Elektroda dimana terjadi oksidasi disebut anoda. Anoda dapat mengalami oksidasi. Ion negatif atau anion membawa muatan ke anoda, dan ion positif atau kation membawa muatan ke katoda. Dalam sirkut-luar, elektron bergerak melalui kawat dari anoda ke katoda.

Konvensi Tanda ElektrodaDalam elektrolisis tanda yang diberikan pada anoda dan katoda kebalikan dari galvani-volta.Macam SelAnodakatoda

Sel elektrolisisSel galvani(sel volta)(+)(-)

(-)(+)

Dalam kedua macam sel elektroda (-) adalah tempat dimana elektron tersedia untuk keperluan sel. Sel galvani atau sel volta menyediakan arus listrik yang akan digunakan di sirkut-luar Sel elektrolisis menghasilkan reaksi kimia dalam sel. Elektroda tempat penyediaan elektron adalah katoda.Perbedaan antara reaksi sel galvani dan sel elektrolisis.Perbedaan utama antara sel galvani dan sel elektrolisis yaitu reaksi yang berlangsung dalam sel galvani adalah reaksi spontan, yaitu Reaksi segera terjadi dalam sel jika sirkut telah lengkap Reaksi dapat terjadi jika pereaksi-pereaksi direaksikan pada wadah yang sama.Reaksi yang berlangsung selama elektrolisis dipaksakan, yaitu Reaksi tidak akan terjadi jika tidak diberi energi dari sumber luar. Reaksi tidak akan terjadi jika pereaksi dicampur.Kebalikan dari reaksi elektrolisis biasanya spontan. Jika hasil elektrolisis dicampur akan terjadi reaksi menghasilkan zat yang terurai oleh elektrolisis.

Kaitan Antara Sel Galvani-Sel Volta dengan Sel ElektrolisisBagan dibawah ini dan peralatan untuk memisahkan aluminium dari Hal, menunjukan kaitan antara sel galvani dal sel elektrolisis

EnergikimiaEnergi listrikelektrolisissel galvani

Ada dua macam sel galvani yaitu sel galvani reversibel dan sel galvani komersial1. Sel galvani reversibelSel ini tidak digunakan sebagai sumber arus listrik, tetapi sebagai sumber potensial.Ada dua jenis sel galvani reversibel, yaitu,a. Sel kimia yang terdiri dari dua macam elektrodab. Sel konsentrasi, yang terdiri dari dua elektroda yang sama dengan konsentrasi elektrolit yang berbeda.2. Sel komersialSel ini digunakan sebagai sumber arus listrik misalnyaa. Sel primer (baru batere)b. Sel sekunder (aki)c. Sel bahan bakar

Sel VoltaKonsep-Konsep Sel Voltaa) Deret Volta :Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni. Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, AuMakin ke kanan, mudah direduksi atau sukar dioksidasi. Makin ke kiri mudah dioksidasi, makin aktif dan sukar direduksi.b) Notasi SelContoh : Zn/Zn+2//Cu+2/CuDimana :/ = potensial sel// = potensial sambungan sel (jembatan garam)

Macam-Macam Sel Voltaa. Sel Kering atau Sel LeclanceSel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll. Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl2 . Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.Reaksi Anoda adalah oksidasi dari seng :Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-Reaksi Katoda :2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2OAmonia yang terbentuk pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion Zn(NH3)42+

b. Sel Aki Katoda : PbO2 Anoda : Pb Elektrolit : Larutan H2SO4Reaksinya adalah sebagai berikut :PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e- (anoda)PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) 2PbSO4(s)+2H2O (total)Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :2PbSO4(s) + 2H2O(l) PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.

c. Sel Bahan Bakard. Baterai Ni-CdDisebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.Katodanya adalah NiO2 dengan sedikit airAnodanya adalah CdReaksinya adalah sebagai beikut :Cd(s) + 2OH- (aq) Cd(OH)2(s) + 2e-2e- + NiO2(s) + 2H2O Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.

2.5. Termodinamika Sel ElektrokimiaKarena sel elektrokimia (terutama sel galvanik) memiliki kemampuan untuk melakukan perubahan kimia menjadi energi listrik, maka kerja listrik yang dilakukan menjadi perhatian yang penting terutama dalam kaitannya dengan aspek termodinamika.Kerja Listrik (Electrical Work)Hukum Pertama Termodinamika Kimia

dengan,U = perubahan energi dalamq = kalor yang diserap/dilepaskan oleh sistemw = kerja yang dilakukan pada sistem.Pada sistem kimia biasa, kerja yang dilakukan/diterima oleh system adalah merupakan kerja mekanik (proses ekspansi), dw=P dV . Namun pada sistem yang melibatkan perpindahan elektron, maka kerja yang dilakukan untuk memindahkan elektron yang bermuatan melewati suatu perbedaan potensial harus ikut diperhitungkan. Sehingga pada sistem yang mengalami proses reversibel pada temperatur dan tekanan tetap, kerja menjadi

Karena untuk proses reversibel pada temperatur tetap, q=T S , maka persamaan (1.1) dapat disusun menjadi

Pada tekanan tetap perubahan entalpi sistem diberikan:

Sehingga Pers. 3 dapat disusun ulang menjadi

Pada temperatur konstan besarnya perubahan Energi bebas Gibbs adalah

Dengan memasukkan Pers 4 ke Pers 5 maka,

Persamaan ini memberikan hubungan antara kerja listrik dengan energy bebas Gibbs.Untuk mengetahui berapa banyak kerja yang dilakukan ini, maka disusun sebuah sel elektrokimia (sistem) yang dihubungkan dengan 2 buah terminal antara kedua ujung sel tersebut. Beda potensial antara kedua terminal tersebut adalah sebesar E. Kemudian kedua terminal tersebut dihubungkan dengan sebuah beban sebesar R (Beban ini kemudian dianggap sebagai lingkungan).Bila sebuah muatan sebesar Q yang bergerak melalui beda potensial E , maka besarnya kerja terhadap lingkungan adalah EQ. Bila muatan itu di bawa oleh elektron maka. Q = (jumlah elektron) (muatan elektron)=Ne atau Q = (jumlah mol elektron) (muatan/mol) = nF dengan F = konstanta Faraday = 96.484,6 Coulombs, n jumlah mol elektron. Sehingga pada sistem yang diamati tersebut besarnya kerja listrik yang dilakukan terhadap lingkungan (Tahanan sebesar E ) adalah = wlistrik = -nFE (Pers. 7)Sehingga besar perubahan energi bebas Gibbs adalahT ,PG=nFE Dengan- E dalam volt- F dalam C mol-1- G dalam joule per mole (J mol-1), karena 1 J = 1 V C.Persamaan ini memberikan harga kerja maksimum yang dapat dilakukan oleh sistem sel elektrokimia yang diamati. Sehingga arah reaksi dapat dilihat dari persamaan ini. Persamaan ini membuat perhitungan energi bebas Gibss dapat dilakukan secara langsung tanpa harus mencari besar Harga Tetapan Kesetimbangan, Harga Entalpi Reaksi maupun Harga Entropi Reaksi. Beberapa hal penting: Tanda negatif pada suku kanan dari Persamaan diatas menunjukkan bahwa harga potensial positif memberikan harga energi bebas yang negatif.sehingga untuk reaksi akan berlangsung secara spontan. Kerja listrik dilakukan bila muatan listrik Q bergerak/dipindahan melalui beda potensial sebesar V. Fungsi energi bebas Gibbs, juga menunjukkan kerja maksimal yang berguna yang dapat dilakukan oleh sistem terhadap lingkungannya. Kerja dalam hal ini adalah kerja maksimal yang tidak dilakukan melalui kerja ekspansi

2.6. Pengukuran Daya Gerak Listrik (DGL) SelBesarnya daya gerak listrik antara dua elektroda dapat diukur dengan voltmeter atau multimeter. Namun cara ini tidak teliti karena akan ada arus dari sel yang melalui voltmeter dan akan menyebabkan perubahan DGL yang diukur. Salah satu alat yang dapat digunakan untuk mengukur DGL secara teliti adalah Potensiometer.Menggunakan cara yang telah disebutkan di atas, yang dapat diukur adalah beda potensial antara dua buah elektroda. Tidak mungkin mengukur potensial suatu elektroda tunggal. Sehingga yang disebut dengan satu sistem sel pasti terdiri dari dua elektroda. Untuk mengukur potensial suatu elektroda tertentu maka diperlukan elektroda lain yang disebut sebagai elektroda pembanding. Dengan demikian beda potensial kedua elektroda dapat diukur, karena besarnya potensial elektroda pembanding sudah diketahui dengan pasti, maka besarnya potensial elektroda yang ingin diketahui dapat dihitung. Sebagai elektroda pembanding dipilih elektroda hidrogen standar yang berdasarkan perjanjian potensialnya berharga nol volt ( 0 Volt). Suatu elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan berharga satu (a= 1) dan diukur dengan elektroda pembanding elektroda hidrogen standar pada suhu 25 oC disebut potensial elektroda standar.

Elektroda hidrogen standarElektroda ini terdiri atas logam platina yang dicelupkan ke dalam suatu larutan asam (yang mengandung ion H+) dengan konsentrasi 1,0 M (dan koefisien keaktifan a = 1) dan dialiri gas hidrogen pada tekanaan 1 atm seperti pada gambar di bawah ini,

Elektroda Hidrogen standarReaksi yang terjadi pada elektroda platina adalah reduksi ion H+ menjadi gas hidrogen:2H+ (aq) + 2 e H2 (g)Elektroda platina digunakan hanya bila sistem setengah sel bukan logam. Fungsi elektroda platina adalah sebagai penghubung logam inert dengan sistem H2 H+, dan sebagai tempat gas H2 teradsorpsi di permukaan.

2.7. Potensial Elektroda Standar (E)Potensial elektroda standar dari suatu elektroda didefinisikan sebagai DGL (daya gerak listrik) suatu sel yang terdiri dari elektroda yang dicelupkan ke dalam suatu larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan berharga satu ( a = 1) dan elektroda hidrogen standar sebagai pembanding, pada tekanan hidrogen 1 atm dan suhu kamar. Sistem elektroda dalam sel tersebut harus reversibel secara termodinamika yaitu :Mn+ (a=1) + n e MSebenarnya yang diukur bukanlah potensial elektroda, tetapi lebih tepat bila dikatakan sebagai beda potensial (terhadap hidrogen = 0 v). Yang umum dikenal adalah potensial reduksi standar.

2.8. Hubungan Antara Potensial Sel (E) dan Energi Bebas Gibbs (G)Hubungan antara energi bebas Gibbs dan Potensial sel arus nol (E) dapat diturunkan dengan memeperhatikan perubahan G pada saat reaksi sel bertambah dengan kuantitas yang sangat kecil d pada beberapa komposisi. Maka G pada P,T tetap dan komposisi tertentu akan berubah sebesar

(1)

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

(2)

yang harganya sangat kecil dan komposisi sistem sebenarnya adalah tetap ketika reaksi ini berlangsung. Sehingga kerja yang dilakukan untuk muatan yang sangat kecil zF.d yang bergerak dari anoda ke katoda dengan beda potensial tertentu akan berhargadwe = - n F d .E ..........................................................................(3)jika kita samakan persamaan (5 ) dan (6 ), maka didapat- nF E = G........................................................(4)atau , n adalah jumlah elektron yang terlibat dalam setengah reaksi 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 >0.2.9. Persamaan NernstHubungan antara potensial arus dengan aktivitas zat yang ikut serta dalam reaksi sel. Kaitan energi bebas gibbs dengan komposisi dapat dinyatakan sebagai : G = Go + RT ln Q................................................(1)bila semua suku dalam persamaan (1) dibagi dengan n F, maka

(2)(3)

maka persaman (3) dapat dinyatakan sebagai persamaan (4) yang dikenal sebagai persamaan Nerst

(4)

Eo adalah potensial reduksi standar, R tetapan gas ideal, n jumlah elektron yang terlibat, F adalah bilangan Faraday dan Q adalah kuosien reaksi.Untuk komposisi sebuah komportemen elektroda di dalam kuosien reaksi Q dengan harga keaktifan = a, untuk setengah reaksi dapat dinyatakan sebagai:

(5)(6)Harga keaktifan (a) merupakan fungsi dari koefisien keaktifan ( )dan konsentrasi larutan / ion.a = . [ion/ larutan]untuk larutan/ ion yang mempunyai harga = 1, maka keaktifan akan berharga = konsentrasi larutan / ion.Harga potensial standar (Eo ) hanya berlaku untuk keaktifan = 1, untuk harga keaktifan tidak sama dengan satu, potensial standar harus dikoreksi, yaitu sebesar Q.Pada Reaksi redoks berikut :Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)serta menggunakan persamaan (5) dan (6) maka persamaan (4) dapat dinyatakan sebagai

(7)

Untuk harga = 1, maka persamaan (7) dapat diubah menjadi persamaan (8) berikut :

(8)

Dengan cara yang sama, maka harga E sel untuk reaksi redoks dengan persamaan :a A + b B c C + d Ddapat ditentukan menggunakan persamaan (15), yaitu :

(9)

Persamaan (8) dapat digunakan untuk menghitung E sel suatu sel elektrokimia yang keaktifan larutan elektrolitnya tidak berharga 1 (atau konsentrasinya 1M)

BAB IIIPENUTUP

3.1. KesimpulanElektrokimia adalah cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energy listrik dan reaksi kimia. Pada pasal 1.4 telah dinyatakan bahwa listrik timbul akibat aliran (gerakan) partikel bermuatan dalam mediumnya yang disebut konduktor. Aliran itu terjadi karena terdapat beda potensial diantara dua titik dalam konduktor tersebut. Beda potensial itu dapat dibuat bila kedua ujung konduktor dihubungkan dengan sumber arus. Elektrokimia mempelajari semua reaksi kimia yang disebabkan oleh energi listrik serta semua reaksi kimia yang menghasilkan listrik. Namun sel elektrokimia sering didefinisikan sebagai sel yang menghasilkan energi listrik akibat reaksi kimia dalam sel tersebut, seperti sel galvani atau sel volta. Sedangkan sel yang menghasilkan reaksi kimia akibat energi listrik disebut dengan sel elektolisis.

3.2. Saran Penulis menyadari dalam penyusunan makalah ini masih memiliki banyak kekurangan dan kesalahan, maka dari itu saya sangat mengharapkan bantuan dari dosen pembimbing agar kiranya memberikan kritikan maupun saran yang sifatnya membangun demi kelengkapan materi makalah ini.

DAFTAR PUSTAKA

Achmad,Nurdin.2013.SelElektrokimia(Online)Tersediadi: http://skp.unair.ac.id/repository/GuruIndonesia/SelElektrokimia_NurdinAchmad_16616.pdf. (Diakses pada tanggal: kamis, 18 juni 2015).

Ahmad, Hiskia. 1992, Elektrokimia dan Kinetika Kimia , Bandung : PT. Citra Aditya Bakti

Laksono,2011.Elektrokimia(Online). Tersediadi: http://laksono.ac.id.files/2011/18/elektrokimia.pdf(diakses pada tanggal: 15 juni 2015).

Rochliadi,Achmad.2010.Elektrokimia.Tersediadi:http://achmadrochliadi.ac.id.files/2010/09/elektrokimia/pdf. (Diakses pada tanggal:18 Juni 2015).

S, Syukri. 1999. Kimia Dasar 3. Bandung: ITB

Sastrohamidjojo, Hardjono.2010. Kimia Dasar. Yogyakarta: UGM

ELEKTROKIMIAPage 1