URAIAN MATERI HUKUM ATURAN DALAM PERHITUNGAN TERKAIT SEL ELEKTROKIMIA

BAB I URAIAN MATERI HUKUM ATURAN DALAM PERHITUNGAN TERKAIT SEL ELEKTROKIMIA

Dalam reaksi redoks terjadi tranfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab alairan listrik tiada lain adalah aliran elektron. Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut sel elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia disebut sel elektrokimia. Untuk mengatahui jumlah energi listrik yang dihasilkan atau dibentuk dalam suatu elektroda dibutuh perhitungan. Pergitungan dalam sel elektrokimia ada 3 yaitu potensial sel, persamaan nerst, dan hukum faraday. 1.1 Potensial Sel Arus listrik yang muncul dalam sel gavanik merupakan hasil elektron yang dipaksa bergerak dari elektrode negatif melalui kawat bagian luar ke elektode positif. Kekuatan yang mendorong elektron bergerak melalui kawat gaya elektomotif atau emf, dan diukur dalam volt V. Sebetulnya, volt adalah ukuran untuk energi yang dihasilkan oleh aliran muatan listrik. Apabila emf sama dengan 1 V, muatannya 1 coulumb untuk mengahasilkan usaha sebesar 1 joule. 1 volt = 1 joule coulomb 1V =1 J C Pada rangkaian sel volta dibawah, elektron mengalir dari elektrode Zn ke elektrode Cu, dan tidak sebaliknya. Kenyataan ini menunjukkan bahwa Zn lebih mudah teroksidasilebih mudah melepas elektron dari pada Cu, sebaliknya ion Cu 2+ lebih mudah tereduksilebih mudah menyerap elektron daroi ion Zn 2+ . 1 gambar 1.1 Perbedaan kecendrungan teroksidasi menghasilkan perbedaan rapatan muatan antara elektroda Zn dan elektroda Cu, sehingga menyebabkan beda potensial listrik antara Zn dan Cu yang mendorong elektron mengalir. Selisih potensial itu disebut potensial sel dan diberi lambang E sel . Sedangkan potensial sel yang dihasilkan oleh elektoda disebut Potensial elektrode standar. Emf tergantung dari kosentrasi ion dalam sel, suhu, dan tekanan parsial setiap gas yang mungkin terjadi dalm reaksi. Ketika kosentrasi ion sama dengan 1 M, semua tekanan potensial gas sama dengan 1 atm dan suhu 25 o C , maka emf disebut potensial sel standar, yang diberi tanda E o sel . Potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode M dengan elektrode hidrogen disebut potensial elektrode dan dinyatakan dengan E. Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25 o C dengan kosentrasi ion –ion 1 M dan tekanan 1 atm, disebut potensial elektrode standar dan diberi lambang E o . E o sel =E o zat yang direduksi – E o zat yang dioksidasi Harga potensial elektrode standar E o dari berbagai elektrode diberikan pada tabel 1.1. Tabel 1.1 potensial elektrode standar, E o volt 2 Reaksi Reduksi E° volt F 2 g + 2e - 2F ⟶ - aq +2,87 H 2 O 2 aq + 2H + aq + 2e - 2H ⟶ 2 Ol +1,77 PbO 2 s + 4H + aq + SO 4 - aq + 2e - PbSO ⟶ 4 s + 2H 2 Ol +1,70 Cr 2 O 7 2- aq + 14H + aq + 6e - 2Cr ⟶ 3+ aq + 7H 2 Ol +1,33 O 2 g + 4H + aq + 4e - 2H ⟶ 2 Ol +1,23 Ag + aq + e - Ag ⟶ s +0,80 Fe 3+ aq + e - Fe ⟶ 2+ aq +0,77 I 2 s + 2e - 2I ⟶ - aq +0,53 Cu 2+ aq + 2e - Cu ⟶ s +0,34 AgCls + e - Ag ⟶ s + Cl - aq +0,22 2H + aq + 2e - H ⟶ 2 g 0,00 Pb 2+ aq + 2e - Pb ⟶ s -0,13 Sn 2+ aq + 2e - Sn ⟶ s -0,14 Ni 2+ aq + 2e- Ni ⟶ s -0,25 PbSO 4 s + 2e - Pb ⟶ s + SO 4 2- aq -0,31 Fe 2+ aq + 2e - Fe ⟶ s -0,44 Cr 3+ aq + 3e - Cr ⟶ s -0,74 Zn 2+ aq + 2e - Zn ⟶ s -0,76 2H 2 Ol + 2e - H ⟶ 2 g + 2OH - aq -0,83 Mn 2+ aq + 2e - Mn ⟶ s -1,18 Al 3+ aq + 3e - Al ⟶ s -1,66 Mg 2+ aq + 2e - Mg ⟶ s -2,37 Na 2+ aq + 2e - Na ⟶ s -2.71 Ca 2+ aq + 2e - Ca ⟶ s -2,87 Ba 2+ aq + 2e - Ba ⟶ s -2,90 K + aq + e - K ⟶ s -2,93 Li + aq + e - Li ⟶ s -3,05 Potensial sel galvanik dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Dalam instrumen ini besarnya potensial sama dengan potensial lawan yang dihasilkan oleh potensiometer. Apabila dua potensial yang berlawannan sama, tidak ada arus listrik, maka potensial sel sama dengan emf potensial lawan yang dapat dibaca lansung pada alat. Tegangan yang diukur dangan cara ini merupakan emf maksimum yang dalam sel. Selain dengan potensial sekarang dangan kemammpuan elektronik yng lebih modern telah 3 dihasilkan bermacam- macam alat yang dapat mengukur emf sel secara cepat dan mudah tanpa mengggambarkan besarnya arus listrik. Contoh 1.1 1.2 Persamaan Nernst Pontensial sel volta yang kedua elektrodenya dalam kondisi standar kosentrasi larutan 1M pada suhu 25 o C dan tekanan 1 atm disebut potensial elektrode 4 standar dan dinyatakan dengan lambang E o . Contoh sel volta dengan kondisi standarseperti pada gambar1.1, sel tersebut mempunyai potensial sel standar E o sel =1,1 V. Reaksi sel dari sel volta saperti gambar tersebut adalah: Zn + Cu 2+ 1M ⟶ Zn 2+ 1 M + Cu Kosentrasi dan tekananuntuk gas mempengaruhi nilai potensial sel. Jika sel digambar diubah kosentrasi Cu 2+ menjadi 2 M mempunyai potensial sel E sel 1,139 V. Potensial sel dalam keadaan tidak standar dilambangkan E saja . Zn + Cu 2+ 2 M ⟶ Zn 2+ 1 M + Cu E =1,139 V Hubungan kosentrasi dengan potensial dikemukakan oleh Walther Nernst pada tahun 1889dan dinyatakan dalam persamaan Nernst E=E o – 0,0592 V n log Q Contoh soal 1.2 Tentukan potensial sel volta berikut Al s ∣ Al 3+ 0,36 M ∥ Sn 4+ →0,086 M, Sn 2+ 0,54 M ∣Pt Jika diketahui E Al ∣∣Al 3+ = -1,66 V dan Sn 4+ ∣ Sn 2+ = +0,154 V Jawab Reaksi sel yang terjadi dapat dinyatakan sebagai berikut 2Al s + 3Sn 4+ 0,086 M →, 2Al 3+ 0,36 M + 3Sn 2+ 0,54 M Jumlah elektron yang terlibat dalam stoikiometri reaksi dapat ditentukan dari masing-masing setengah reaksi oksidasi. 2Al s →, 2Al 3+ aq+ 6e Jadi nilai n=6 E =E o – 0,0592 V n log Q = ⦋Sn 4+ ,Sn 2+ Al 3+ ,Al ⦋– 0,0592 V n log Q 5 =[0,154 V--1,66 V] ⦋– 0,0592 V 6 log Al ¿ Sn ¿ Sn ¿ ¿ ¿ ¿ 3+ ¿ ¿ 2 ¿ ¿ ¿ ¿ =1,814– 0,0592 V 6 log 0,54 ¿ 3 ¿ 0,36 ¿ 2 ¿ ¿ ¿ =1,814- 0,0149 V =1,799 V 1.3 Hukum Faraday Aspek ganda sel elektrokimia galvani dan elektrolisis segera didasari setelah penemuan sel tersebut pada tahun 1800 oleh Alessandro Volta. Volta membuat sebuah “aki” yang terdiri dari sejumlah lembaran perak dan seng yang dipisahkan satu sama lainnya oleh lembaran kertas berpori yang dibasahi oleh larutan garam. Sekitartahun 1807, Sir Humphry Davy telah membuat unsur natrium dan kalium dengan menggunakan sebuah aki untuk mengelektrolisis masing-masing hidroksidanya . Akan tetapi, dasar ilmiah sel elektrokimia yang digunakan tidak jelas. Pada tahun 1831-1832, jauh sebelum penemuan elektron, Micheal Faraday dari Inggris yang merupakan orang yang pertama yang memperlihatkan hubungan kuantitatif ketika terjadi elektrolisis antara jumlah listrik yang digunakan dengan jumlah senyawa kimia yang terbentuk. Perhatikan reaksi kimia berikut 6 1 mol perak direduksi oleh satu mol elektron yang dihasilkan oleh katoda. Untuk menggunakan informasi ini kita membutuhkan beberapa cara yang berkatan dengan mol elektron untuk mengukur jumlah listrik. Kita dapat memperolehnya dengan cara menentukan muatan 1 mol elektron dalam satuan coulomb C,yang merupakan satuan internasional SI untuk muatan listrik. e =1,6021773 x 10 -19 C sehingga jumlah muatan yang ditunjukkan 1 mol elektron adalah Q=6,022137 x 10 23 mol -1 1,6021773 x 10 -19 C=96.485,31 C mol -1 jumlah muatan ini disebut tatapan faraday yang dilambangkan 1 F= 96.485,31C mol -1 a. Hukum Faraday I Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektrode berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel. Arus listrik adalah jumlah muatan yang mengalir melalui sebuah rangkaian per satuan waktu. Jika Q adalah besarnya muatan dalam coulumb dan t aalah waktu dalam detik yang diperlukan untuk melalui sabuah titik dalam rangkaian, maka arus I adalah : I= Q t 7 b. Hukum Faraday II Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui sel. Contoh soal 1.3 8 Jika hukum I dan II digabungkan diperoleh persamaan I t 95.000C mol − 1 = mol elektron di manasatuan I adalah amperA atau coulomb perdetik. Arus I amper yang lewat salam t detik menyebabkan It coulomb muatan melalui rangkaian.Dari jumlah mol elektron yang lewat melalui rangkaian, jumlah mol dab oleh karena itu jumlah gram senyawa yang bereakasi pada elektroda dlam elektrokimia dapat dihitung. Contoh soal 1.5 9

BAB II ANALISIS MISKONSEPSI HUKUM ATURAN DALAM PERHITUNGAN TERKAIT SEL ELEKTROKIMIA