ELEKTROKIMIA KESETIMBANGAN
- Sifat Termodinamika Ion-Ion dalam Larutan
Meskipun telah banyak konsep yang diberikan tanpa merubah pembahasan larutan elektrolit, tetap saja terjadi penyimpangan keidealan yang cukup besar, terkecuali larutan yang sangat encer yang konsentrasinya kurang dari 10-3 M. suatu entalpi dan fungsi Gibbs dari reaksi yang berkaitan dengan ion dalam larutan dapat dinyatakan dengan entalpi dan fungsi Gibbs pembentukan standar. Entalpi pembentukan ion hidrogen (ΔHf° (H+,aq)) = 0, begitupula dengan fungsi Gibbs pembentukan standar ion H+ di dalam air juga = 0. Fungsi Gibbs pembentukan standar tidak hanya ditentukan oleh dirinya sendiri, melainkan juga dengan suatu kontribusi pengionan, disosiasi, dan hidrasi ion-ion.
Molalitas suatu zat terlarut dapat menggantikan aktivitas dari zat terlarutnya. Akan tetapi, pada larutan ionik, hal tersebut hanya bisa pada larutan yang sangat encer, karena interaksi antara ion-ion sangatlah kuat. Saat larutan mendekati ideal dalam keadaan molalitas yang rendah, maka koefisien aktivitas akan mendekati 1. Sehingga karena hal tersebut potensial kimia dapat dituliskan :
µ = µ° + RT ln γ
dimana, µ° adalah potensial kimia larutan encer ideal yang molalitasnya adalah sama.
Ideal ataupun tidaknya suatu larutan disebabkan oleh jarak yang jauh dan kekuatan interaksi antara ion satu dengan ion yang lain. Karena hal tersebut, Peter Debye dan Erich Huckel menemukan sebuah teori yang disebut dengan hukum pembatas Debye-Huckel. Hukum pembatas Debye-Huckel dapat digunakan untuk menghitung koefisien aktivitas jika konsentrasi larutan tersebut sangat rendah. Berikut adalah persamaan hukum pembatas Deybe-Huckel :
lg γ± = -lz+ z_l AI1/2
akan tetapi, jika kekuatan ion yang dimiliki oleh larutan sangat tinggi agar mencapai hukum pembatas, maka koefisien aktivitasnya diperkirakan :
lg γ± = A | z+ z_ | I1/2 /1 + BI1/2
- Sel Elektrokimia
Elektrokimia adalah salah satu cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang perubahan energi listrik menjadi energi kimia, maupun sebaliknya yaitu dari energi kimia menjadi energi listrik. Secara umum, terdapat 2 jenis elektrokimia yaitu sel volta (sel galvani) dan sel elektrolisis. Sel elektrolisis yaitu mengubah energi listrik menjadi kimia dan pada saat proses elektrolisis reaksi redoks yang terjadi tidak spontan. Pada sel elektrolisis terjadi dalam satu wadah tanpa jembatan garam. Sedangkan Sel Volta (Sel Galvani) ditemukan oleh seorang ahli kimia dari bangsa Italia yaitu Alessandro Giuseppe Volta (1745-1827) dan Luigi Galvani (1737-1798). Sel volta merubah energi dari kimia menjadi listrik. Dalam sel volta terjadi reaksi redoks yang spontan yaitu reaksi redoks yang betrlangsung secara serta-merta untuk menghasilkan arus listrik. Untuk lebih memahami mengenai sel volta, dapat diperhatikan gambar dibawah ini :
Gambar 1. Sel Volta (Sel Galvani)
Dari gambar tersrbut, dapat diketahui bahwa kedua larutan tersebut dihubungkan dengan jembatan garam biasanya jembatan tersebut berupa agar-agar yang mengandung NaCl atau KNO3. Jembatan garam berfungsi sebagai penghantar elektrolit.
Terdapat banyak perbedaan antara sel volta (sel galvani) dengan sel elektrolisis. Berikut adalah uraian tentang termodinamika sel volta (sel galvani) :
1. Setengah reaksi dan elektroda
Reaksi redoks adalah reaksi reduksi oksidasi yang dalam reaksi tersebut terdapat pemberian elektron dari zat satu ke zat yang lainnya. Reduksi yaitu pelepasan oksigen, pengikatan hidrogen, penangkapan elektron serta penurunan biloks sedangkan oksidasi yaitu pengikatan oksigen, pelepasan hidrogen, pelepasan elektron, dan kenaikan biloks. Zat pereduksi dan mengalami oksidasi disebut reduktor sedangkan zat pengoksidasi dan mengalami reduksi disebut oksidator.
Setiap reaksi redoks dapat dituliskan dengan setengah reaksi, yaitu reaksi dibagi menjadi dua, ada yang oksidasi dan reduksi. Contoh :
Reduksi : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s)
Oksidasi : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e
Keseluruhan : Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
Zat yang mengalami reduksi dan oksidasi pada setengah reaksi akan membentuk suatu pasangan redoks dengan notasi Oks/Red.
Dalam sel volta terdapat suatu elektroda yaitu kutub listrik yang terdiri dari negatif dan positif. Elektroda positif ( katoda) tempat terjadinya reduksi sedangkan untuk elektroda negatif (anoda) tempat terjadinya oksidasi. Rangkaian elektroda dari sel volta tersebut dapat dinotasikan dengan garis vertikal sebagai batas-batas fasa :
Anoda|Larutan Ion||Larutan Ion|Katoda
Katoda memiliki potensial yang lebih tinggi dibanding dengan anoda.
Reaksi anoda (oksidasi) : Red1 → Oks1 + ve
Reaksi katoda (reduksi) : Oks2 + ve → Red2
Salah satu contoh elektroda adalah elektroda hidrogen dan elektroda garam tak larut. Semua elektroda tergantung pada reduksi dan oksidasi. Elektroda redoks dapat dinyatakan dengan persamaan M/Red,Oks.
2. Berbagai jenis sel
Sel yang sangat sederhana memiliki elektrolit untuk kedua pelarut. Akan tetapi pada beberapa kasus, misal sel Daniel, elektroda perlu dicelupkan ke dalam elektrolit yang berbeda. Ketika kedua larutan tersebut berada pada kontak yang sama, maka akan ada sumber tambahan beda potensial atau biasa disebut dengan potensial pertemuan cairan. Sel volta akan menghasilkan sebuah arus listrik karena adanya reaksi spontan di dalamnya. Reaksi sel merupakan suatu reaksi dimana katoda dianggap sebagai elektroda sebelah kanan sehingga reaksi spontan dapat diartikan sebagai reaksi reduksi yang berlangsung pada bagian sebelah kanan. Setiap sel akan memiliki potensial sel yaitu selisih antara potensial reduksi dengan potensial oksidasi. Jika potensial yang dihasilkan bertanda positif berarti reaksi dapat berjalan akan tetapi sebaliknya jika potensial bertanda negatif maka reaksi tidak dapat berjalan.
Potensial sel arus nol memiliki hubungan erat dengan fungsi Gibbs reaksi ΔG yaitu dapat dilihat pada persamaan :
-nFE = ΔG dan -nFE° = ΔG°
Dari pernyataan diatas, dapat diketahui bahwa dengan diketahuinya fungsi Gibbs pada reaksi tertentu, potensial sel arus nol dapat ditentukan. Reaksi dapat dapat berlangsung spontan jika fungsi Gibbs negatif dan potensial arus nol positif. Potensial sel juga memiliki hubungan dengan aktivitas zat yang ikut dalam reaksi. Karena -nFE = ΔG dan -nFE° = ΔG° maka :
-nFE = -nFE° + RT ln Q
E = E° - RT/nF ln Q
Persamaan diatas disebut dengan persamaan Nerst. Dari persamaan Nerst, dapat digunakan untuk mengetahui konstanta kesimbangan yaitu :
E = E° - 0,0257 V/n ln Q
Karena pada kesetimbangan, tidak ada transfer elektron bersih, maka E = 0 dan Q = K, dimana K adalah konstanta kesetimbangan. Sehingga persamaan diatas dapat berubah menjadi :
ln K = nFE°/RT
3. Potensial Reduksi
Setiap sel volta memiliki dua elektroda yang berdekatan, dimana keduanya memberikan kontribusinya sesuai cirri khas masing-masing. Potensial reduksi standar sel yang terbentuk dari dua elektroda yang berbeda dapat dihitung dengan cara mengukur beda potensial reduksi standar dari keduanya. Jika E° > 0 maka reaksinya spontan. Meskipun secara keseluruhan dari persamaan Nerst, potensial sel bergantung pada komposisinya, akan tetapi potensial reduksi individual dapat ditulis dengan menganggap bahwa elektroda yang sebelah kiri sebagai elektroda hidrogen standar. Potensial elektroda standar berbanding terbalik dengan Ph, jika pH turun setiap satuannya maka potensial elektroda standar akan naik sekitar 59 Mv.
Potensial reduksi dapat diterapkan dalam berbagai hal, antara lain : seri elektrokimia, hasil kali kelarutan, pengukuran pH dan pK, serta titrasi potensiometri.
Daftar Pustaka
Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Keempat. Jakarta : Erlangga
Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar: Konsep-Konsep Inti Jilid 2. Jakarta : Erlangga
Sudarmo, Unggul. 2006. Kimia untuk SMA Kelas XII. Surakarta : PHiβETA
Nama : Umi Hasanah
Nim : 16630079
Kelas : Kimia B
Kelas : Kimia B
.jpeg)
