PEMBAHASAN SOAL KONSENTRASI MOLAL, MOLAR dan FRAKSI MOL BAGIAN KE 2

PEMBAHASAN SOAL MOLAL, MOLAR DAN FRAKSI MOL BAG 1

ELEKTROKIMIA PART 2 SEL VOLTA ( PERHITUNGAN POTENSIAL SEL VOLTA )

Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubah energi kimia (reaksi redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel Volta atau Sel Galvani.

alah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalah Sel Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu2+ untuk menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).

Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron. Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula dengan jembatan garam. Jembatan garam, biasanya berupa tabung berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan listriknya tetap netral.

Sel Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam seng teroksidasi dan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh  ion Cu2+ ­yang mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu2+ dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion pada jembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn2+ tetap bermuatan listrik netral.

Elektroda seng disebut anoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan elektron, maka anoda kaya akan elektron sehingga diberi tanda negatif (kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebut katoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi reduksi. Oleh karena katoda menerima elektron, maka katoda kekurangan elektron sehingga diberi tanda positif (kutub positif).

Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda (reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut :

Anoda (-)    :     Zn(s) ——>  Zn2+(aq) + 2e–           ……………………. (1)

Katoda (+)  :     Cu2+(aq) + 2e– ——>  Cu(s)              ……………………. (2)

Reaksi Sel : Zn(s) + Cu2+(aq) ——>  Zn2+(aq) + Cu(s) ………………… [(1) + (2)]

Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi dari anoda menuju katoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrik antara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur dengan voltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (E°sel). Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pula arus listrik dan potensial standar sel yang dihasilkan.

Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan alran elektron dari anoda ke katoda, reaksi oksidasi dinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksi dinyatakan di sisi kanan. Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut :

Zn(s) /  Zn2+(aq) //  Cu2+(aq) /  Cu(s)

Saat konsentrasi ion Cu2+ dan Zn2+ masing-masing 1 M, terlihat pada voltmeter bahwa besarnya potensial standar sel (E°sel) bagi Sel Daniell adalah 1,10 V pada suhu 25°C. Oleh karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel, maka potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan dari dua potensial standar setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sel lain yang terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar reduksi.

Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaitu elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H2 sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H+ sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25°C. Sesuai dengan kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (E°red SHE = 0).

                  2 H+ (1 M)  +  2 e– ——>   H2 (1 atm)                        E°­red = 0 V

SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi (E°red) elektroda lainnya.  Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilai E°­red elektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilah Deret Volta (deret kereaktifan logam).

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H+ – Cu  – Ag – Hg – Pt – Au

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H+ memiliki E°red bertanda negatif. Semakin ke kiri, nilai E°red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H+ memiliki E°red bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai E°red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu  mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap  logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi pada sel volta adalah sebagai berikut :

 

Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (E°sel) merupakan kombinasi dari E°red katoda dan E°red anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :

E°sel = E° katoda – E° anoda

Potensial reduksi standar (E°red) masing-masing elektroda dapat dilihat pada Tabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilai E°red Fe adalah sebesar -0,44 V. Sementara nilai E°red Ni adalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilai E°sel Fe/Ni adalah sebagai berikut :

E°sel = -0,25 – (-0,44) = +0,19 V

Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai E°sel positif. Reaksi tidak dapat berlangsung spontan apabila nilai E°sel negatif. Reaksi yang dapat berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya.

Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antara potensial sel (Esel) dengan potensial sel standar (E°sel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini :

E sel = E°sel – (RT/nF) ln Q

Pada suhu 298 K (25°C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut :

E sel = E°sel – (0,0257/n) ln Q

E sel = E°sel – (0,0592/n) log Q

Esel = potensial sel pada keadaan tidak standar

E°sel = potensial sel pada keadaan standar

R = konstanta gas ideal =  8,314 J/mol.K

T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25°C atau 298 K]

n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan

Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir dari anoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilai Esel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya, Esel = 0 dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta.

Melalui pembahasan persamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakit sel volta yang tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion yang berbeda. Sel seperti ini dikenal dengan istilah Sel Konsentrasi.

Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan elektroda Zn, masing-masing memiliki konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M. Larutan yang relatif pekat akan mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi.

Potensial standar sel (E°sel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel konsentrasi Zn adalah sebagai berikut :

Katoda (+)       :   Zn2+ (1,0 M)  +  2 e– ——>  Zn …………………….. (1)

Anoda (-)         :   Zn   ——>  Zn2+ (0,1 M)  +  2 e‑ …………………….. (2)

Reaksi Sel        :   Zn2+ (1,0 M) ——> Zn2+ (0,1 M) …………….......... [(1) + (2)]

Notasi Sel        :   Zn / Zn2+ (0,1 M) // Zn2+ (1,0 M) / Zn

Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut :

E sel = E°sel – (0,0257/2) ln ([Zn2+] encer /  [Zn2+] pekat)

E sel = 0 – (0,0257/2) ln [(0,1] / [1,0])

E sel = 0,0296 volt

Potensial sel konsentrasi umumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama, Esel = 0 dan aliran elektron terhenti.

Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat igunakan sebagai sumber arus listrik.

Contoh soal 1.

Jika diketahui :

Zn⁺² / Zn E^o = –0, 76 Volt 
Cu⁺² / Cu E^o = +0,34 Volt

Tentukan

a. Diagram sel yang paling tepat untuk menggambarkan proses tersebut

b. Potensial sel yang dihasilkan

Pembahasan :

dari data dapat disimpulkan bahwa logam Zn akan dioksidasi (di anoda ) melepaskan elektron dan logam Cu lebih mudah di reduksi ( di katoda)

a.  maka diagram sel yang dapat menggambarkan  adalah Zn/ Zn⁺² // Cu⁺² /Cu 

b.  Zn --> Zn⁺²     E^o = +0, 76 Volt 

     Cu⁺² --> Cu     E^o = +0,34  Volt    --> E°sel = (0,76 +0,34 )  = + 1.1 Volt

    Atau 

    E°sel = E° katoda – E° anoda

             =  {+ 0,34 - (- 0,76)}

             = + 1,1 Volt ( Reaksi Spontan )

Contoh soal 2.

                         

Tuliskan diagram sel reaksi diatas 

Pembahasan

dari gambar di ketahuialiran elektron dari Ag menuju Pb artinya Ag sebagai anoda mengalami oksidasi dan Pb di katoda  mengalami reduksi

sehingga diagram sel nya : Ag  /Ag⁺ //  Pb⁺² / Pb  --> Reaksi ini tidak spontan harga  E°sel  pasti bertanda negatip, kita tahu Ag merupakan logam mulia dalam deret volta terletak disebelah kanan unsur H yang berarti memiliki potensial reduksi lebih besar atau bertanda (+) cenderung lebih mudah direduksi dibanding Pb

PENYETARAAN REDOKS METODA PBO

PEYETARAAN REAKSI REDOKS PART 1

ELEKTROKIMIA PART 3 SEL VOLTA ( SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN SEHARI HARI )

Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat digunakan sebagai sumber arus listrik. Beberapa jenis baterai yang kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari, antara lain :

1. The Dry Cell Battery

Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau batu baterai kering. Pada batu baterai kering, logam seng berfungsi sebagai anoda. Katodanya berupa batang grafit yang berada di tengah sel. Terdapat satu lapis mangan dioksida dan karbon hitam mengelilingi batang grafit dan pasta kental yang terbuat dari amonium klorida dan seng (II) klorida yang berfungsi sebagai elektrolit. Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+)   :   2 NH4+(aq) + 2 MnO2(s) + 2 e–à  Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l)    … (1)

Anoda (-)     :   Zn(s) à Zn2+(aq) + 2 e– ……………..................................................... (2)

Reaksi Sel  :   2 NH4+(aq) + 2 MnO2(s) + Zn(s) à  Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) + Zn2+(aq)  (1) + (2)

Pada batu baterai kering alkalin (baterai alkalin), amonium klorida yang bersifat asam pada sel kering diganti dengan kalium hidroksida yang bersifat basa (alkalin). Dengan bahan kimia ini, korosi pada bungkus logam seng dapat dikurangi.

2. The Mercury Battery

Sering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri mempunyai struktur menyerupai sel kering.

Dalam baterai ini, anodanya adalah logam seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementara katodanya adalah baja (stainless steel cylinder). Elektrolit yang digunakan dalam baterai ini adalah merkuri (II) Oksida, HgO.  Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

3. The Lead Storage Battery

Dikenal dengan sebutan baterai mobil atau aki/accu. Baterai penyimpan plumbum (timbal) terdiri dari enam sel yang terhubung secara seri. Anoda pada setiap sel adalah plumbum (Pb), sedangkan katodanya adalah plumbum dioksida (PbO2). Elektroda dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat (H2SO4).

Reaksi selnya pada saat pemakaian aki adalah sebagai berikut :

Katoda (+)   :   PbO2(s) +  4 H+(aq) +  SO42-(aq) +  2 e– ——>  PbSO4(s) +  2 H2O(l)    …  (1)

Anoda (-)     :   Pb(s) +  SO42-(aq) ——>  PbSO4(s) + 2 e– … (2)

Reaksi sel    :   PbO2(s) +  Pb(s) +  4 H+(aq) +  2 SO42-(aq) ——>  2 PbSO4(s) +  2 H2O(l)    [(1) + (2)]

Pada kondisi normal, masing-masing sel menghasilkan potensial sebesar 2 volt. Dengan demikian, sebuah aki dapat menghasilkan potensial sebesar 12 volt. Ketika reaksi diatas terjadi, kedua elektroda menjadi terlapisi oleh padatan plumbum (II) sulfat, PbSO4, dan asam sulfatnya semakin habis.

Semua sel galvani menghasilkan listrik sampai semua reaktannya habis, kemudian harus dibuang. Hal ini terjadi pada sel kering dan sel merkuri. Namun, sel aki dapat diisi ulang (rechargeable), sebab reaksi redoksnya dapat dibalik untuk menghasilkan reaktan awalnya. Reaksi yang terjadi saat pengisian aki merupakan kebalikan dari reaksi yang terjadi saat pemakaian aki.

4. The Lithium-Ion Battery

Digunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifat portable. Potensial yang dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt. Anodanya adalah Li dalam grafit, sementara katodanya adalah oksida logam transisi (seperti CoO2). Elektrolit yang digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+)   :   Li+(aq) +  CoO2(s) +  e– ——>  LiCoO2(s)  ……  (1)

Anoda           :   Li(s) ——>   Li+ (aq) + e– ……..................…  (2)

Reaksi sel    :   Li(s) +  CoO2(s) ——>  LiCoO2(s)  ……………… [(1) + (2)]

5. Fuel Cell

Dikenal pula dengan istilah sel bahan bakar. Sebuah sel bahan bakar hidrogen-oksigen yang sederhana tersusun atas dua elektroda inert dan larutan elektrolit, seperti kalium hidroksida. Gelembung gas hidrogen dan oksigen dialirkan pada masing-masing elektroda. Potensial yang dihasilkan adalah sebesar 1,23 volt.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+)   :   O2(g) +  2 H2O(l) +4 e– ——>  4 OH–(aq)   …… .(1)

Anoda (-)     :   2 H2(g) + 4 OH–(aq) ——>  4 H2O(l) + 4 e- …  (2)

Reaksi sel    :   O2(g) +  2 H2(g) ——>  2 H2O(l) ………… [(1) + (2)]

Korosi adalah persitiwa teroksidasinya besi membentuk karat besi (Fe2O3.xH2O). Korosi besi disebabkan oleh beberapa faktor, seperti adanya air, gas oksigen, dan asam.  Karat besi dapat mengurangi kekuatan besi. Oleh karena itu, korosi besi harus dicegah.

Korosi merupakan salah satu reaksi redoks yang tidak diharapkan. Reaksi yang terjadi selama proses korosi adalah sebagai berikut :

Katoda (+)       :   O2(g) +  4 H+(aq) + 4 e– à  2 H2O(l) ………   (1)

Anoda (-)         :   2 Fe(s) à  2 Fe2+(aq) + 4 e– ………………. (2)

Reaksi sel        :   2 Fe(s) +  O2(g) +  4 H+(aq) à 2 Fe2+(aq) +  2H2O(l) …  [(1) + (2)]

E°sel = +1,67 volt 

Ion Fe2+ akan teroksidasi kembali oleh sejumlah gas oksigen menghasilkan ion Fe3+ (karat besi). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

4 Fe2+(aq) +  O2(g) + (4+2x) H2O(l) ——>  2 Fe2O3.xH2O(s) + 8 H+(aq)

Untuk melindung logam besi dari proses korosi, beberapa metode proteksi dapat diterapkan, antara lain :

1. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan cat

2. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan minyak (gemuk)

3. Melapisi permukaan logam besi dengan oksida inert (seperti Cr2O3 atau Al2O3)

4. Proteksi Katodik (Pengorbanan Anoda)

Suatu metode proteksi logam besi dengan menggunakan logam-logam yang lebih reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°red lebih kecil dari besi), seperti seng dan magnesium. Dengan metode ini, logam-logam yang lebih reaktif tersebut akan teroksidasi, sehingga logam besi terhindar dari peristiwa oksidasi. Oleh karena logam pelindung, dalam hal ini “mengorbankan diri” untuk melindungi besi, maka logam tersebut harus diganti secara berkala.

5. Melapisi permukaan logam besi dengan logam lain yang inert terhadap korosi

Metode ini menggunakan logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°red lebih besar dari besi), seperti timah dan tembaga. Pelapisan secara sempurna logam inert pada permukaan logam besi dapat mencegah kontak besi dengan agen penyebab korosi (air, asam, dan gas oksigen). Akan tetapi, apabila terdapat cacat atau terkelupas (tergores), akan terjadi percepatan korosi.