Mampu menerapkan prinsip termodinamika reaksi redoks
2. ALAT DAN BAHAN
Alat yang Digunakan
a. Tabung Reaksi
b. Labu Erlenmeyer
c. Gelas Beaker
d. Multimeter
Bahan Yang Digunakan
a. Logam Cu
b. Logam Mg
c. Logam Zn
18.1 Reaksi Redoks
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang berhubungan dengan interkonversi energi listrik dan energi kimia. Proses elektrokimia adalah reaksi redoks (oksidasi reduksi) di mana energi yang dilepaskan oleh reaksi spontan diubah menjadi listrik atau di mana energi listrik digunakan untuk menyebabkan reaksi nonspontan terjadi. Meskipun reaksi redoks telah didiskusikan di Bab 4, akan sangat membantu jika meninjau beberapa konsep dasar yang akan muncul lagi di bab ini.
Dalam reaksi redoks, elektron dipindahkan dari satu zat ke zat lainnya. Reaksi antara logam magnesium dan asam klorida adalah contoh reaksi redoks:
Menyetarakan Persamaan Redoks
Di sini kita akan membahas metode ion-elektron. Dalam pendekatan ini, reaksi keseluruhan dibagi menjadi dua paruh reaksi, satu untuk oksidasi dan satu untuk reduksi. Persamaan untuk dua paruh reaksi seimbang secara terpisah dan kemudian dijumlahkan untuk memberikan persamaan yang seimbang secara keseluruhan. Langkahnya adalah :
1. Tuliskan persamaan tak seimbang untuk reaksi dalam bentuk ionik.
2. Pisahkan persamaan menjadi dua paruh.
3. Setarakan setiap paruh reaksi untuk jumlah dan jenis atom dan muatan. Untuk reaksi dalam media asam, tambahkan H2O untuk menyeimbangkan atom O dan H (plus) menyeimbangkan atom H.
4. Tambahkan dua paruh persamaan dan seimbangkan persamaan akhir dengan inspeksi. Elektron di kedua sisi harus saling meniadakan. Jika terjadi oksidasi dan reduksi paruh reaksi, maka mengandung jumlah elektron yang berbeda, kita perlu mengalikan satu atau kedua paruh reaksi untuk menyamakan jumlah elektron.
5. Pastikan persamaan tersebut berisi jenis dan jumlah atom yang sama danmuatan yang sama di kedua sisi persamaan.
18.2 Sel Galvani
Menurut istilah ilmuwan Italia Luigi.Galvani dan Alessandro Volta, Peralatan eksperimental untuk menghasilkan listrik melalui penggunaan reaksi spontan disebut sel galvanik atau sel volta. Menurut definisi, anoda dalam sel galvanik adalah elektroda dimana oksidasi terjadi dan katoda adalah elektroda dimana reduksi terjadi. Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter.
Untuk melengkapi rangkaian listrik, solusinya harus dihubungkan dengan konduktormedia tempat kation dan anion dapat bergerak dari satu kompartemen elektrodake yang lain. Persyaratan ini dipenuhi oleh jembatan garam. Fungsi jembatan garam adalah untuk menetralkan muatan listrik dari kedua kompartemen setelah reaksi redoks dengan menyuplai anion ke kompartemen anoda dan kation ke kompartemen katoda; serta memungkinkan terjadinya migrasi ion-ion pada kedua kompartemen sehingga membentuk rangkaian listrik tertutup.
Pada gambar di atas, terlihat rangkaian sel volta dengan dua kompartemen. Masing-masing kompartemen merupakan setengah sel. Pada kompartemen kiri, dalam larutan ZnSO4 terjadi setengah reaksi oksidasi Zn menjadi ion Zn2+, sedangkan pada kompartemen kanan, dalam larutan CuSO4 terjadi setengah reaksi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Logam Zn dan Cu yang menjadi kutub-kutub listrik pada sel volta di atas disebut sebagai elektrode. Logam Zn tempat terjadinya oksidasi Zn disebut anoda. Logam Cu tempat terjadinya reduksi ion Cu2+ disebut katoda. Oleh karena elektron dilepas dari reaksi oksidasi di anoda menuju reaksi reduksi di katoda, maka anoda adalah kutub negatif dan katoda adalah kutub positif.
Notasi Sel Volta
Penulisan notasi sel volta mengikuti konvensi umum sebagai berikut.
1. Komponen-komponen pada kompartemen anoda (setengah sel oksidasi) ditulis pada bagian kiri, sedangkan komponen-komponen pada kompartemen katoda (setengah sel reduksi) ditulis pada bagian kanan.
2. Tanda dua garis vertikal ( || ) melambangkan jembatan garam yang memisahkan kedua setengah sel.
3. Tanda satu garis vertikal ( | ) melambangkan batas fase antara komponen-komponen dengan fase berbeda. Sebagai contoh, Ni(s) | Ni2+(aq).
4. Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan komponen-komponen dalam fase yang sama
5. Jika diperlukan, konsentrasi dari komponen-komponen terlarut ditulis dalam tanda kurung.
18.3 Potensial Sel Standar (E°sel)
Adanya arus listrik berupa aliran elektron pada sel volta disebabkan oleh adanya beda potensial antara kedua elektrode yang disebut juga dengan potensial sel (Esel) ataupun gaya gerak listrik (ggl) atau electromotive force (emf). Potensial sel yang diukur pada keadaan standar (suhu 25°C dengan konsentrasi setiap produk dan reaktan dalam larutan 1 M dan tekanan gas setiap produk dan reaktan 1 atm) disebut potensial sel standar (E°sel). Nilai potensial sel sama dengan selisih potensial kedua elektrode. Menurut kesepakatan, potensial elektrode standar mengacu pada potensial reaksi reduksi.
E°sel = E°katode – E°anode
Katode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih besar (positif), sedangkan anode adalah elektrode yang memiliki nilai E° lebih kecil (negatif). Data nilai potensial elektrode standar dapat dilihat pada tabel berikut.
18.4 Termodinamika Reaksi Redoks
Energi listrik dalam hal ini adalah produk dari ggl sel dan total muatan listrik (dalam coulomb) itumelewati sel:
energi listrik = Coulomb x Volts
= Joules
maka :
1 J = 1 C x 1 V
Muatan total ditentukan oleh jumlah elektron yang melewati sel,jadi kita punya
Secara umum, akan lebih mudah untuk menyatakan muatan total dalam besaran molar. Muatan satu mol elektron disebut konstanta Faraday (F)
Oleh karena itu, muatan total sekarang dapat dinyatakan sebagai nF, di mana n adalah banyaknyamol elektron dipertukarkan antara zat pengoksidasi dan zat pereduksi dipersamaan redoks keseluruhan untuk proses elektrokimia.
Ggl yang diukur (E(cell)) adalah tegangan maksimum yang dapat dicapai sel. Karena itu, usaha kelistrikan yang dilakukan, W(ele), yang merupakan pekerjaan maksimum yang dapat dilakukan (W(max)), diberikan oleh produk dari muatan total dan ggl sel :
Tanda negatif menunjukkan bahwa usaha kelistrikan dilakukan oleh sistem (galvani sel) di sekitarnya. Dalam Bab 17 telah didefinisikan energi bebas sebagai energi yang tersedia untuk melakukan usaha. Secara khusus, perubahan energi bebas (G) mewakili maksimumjumlah pekerjaan berguna yang dapat diperoleh dalam suatu reaksi:
menjadi :
Untuk reaksi spontan, ΔG negatif. Karena baik n dan F adalah besaran positif, maka E(cell) pasti juga bilangan positif. Untuk reaksi di mana reaktan dan produk dalam keadaan standar mereka (1 M atau 1 atm), maka persamaan diatas menjadi
Pada chapter 17 diketahui rumus :
Dapat didapatkan dari kedua persamaan diatas menjadi
Jadi rumus dari E(cell) adalah
18.5 Efek Dari Konsentrasi GGL Sel
Sejauh ini kami telah berfokus pada reaksi redoks di mana reaktan dan produk berada keadaan standar mereka, tetapi kondisi keadaan standar seringkali sulit, dan terkadang tidak mungkin, untuk dipertahankan. Namun, ada hubungan matematis antara ggl sel galvanik dan konsentrasi reaktan dan produk dalam redoks reaksi dalam kondisi nonstandar. Persamaan ini diturunkan selanjutnya.
Persamaan Nernst E = E° - (RT/nF) ln Q
dengan Q adalah hasil bagi reaksi (lihat Bagian 14.4). Pada 298 K, Persamaan (18,7) dapat ditulis ulang sebagai
E = E° - (0.0257 V/n ) ln Q
atau, mengekspresikan Persamaan (18.8) menggunakan logaritma basis-10 dari Q:
E = E° - (0.0592 V/ n ) log Q
Selama pengoperasian sel galvanik, elektron mengalir dari anoda ke katoda, menghasilkan pembentukan produk dan penurunan konsentrasi reaktan. Jadi, Q meningkat, yang berarti E menurun. Akhirnya, sel mencapai keseimbangan. Di kesetimbangan, tidak ada transfer elektron bersih, jadi E = 0 dan Q = K, di mana K adalah konstanta kesetimbangan. Persamaan Nernst memungkinkan kita menghitung E sebagai fungsi reaktan dan konsentrasi produk dalam reaksi redoks. Sel Konsentrasi Karena potensial elektroda tergantung pada konsentrasi ion, maka memungkinkan untuk dibangun. sel galvanik dari dua setengah sel yang terdiri dari bahan yang sama tetapi ionnya berbeda konsentrasi. Sel semacam itu disebut sel konsentrasi.
18.6 Batery
Baterai adalah sel galvanik, atau serangkaian sel galvanik gabungan, yang dapat digunakan
sebagai sumber arus listrik searah dengan tegangan konstan. Meskipun pengoperasian baterai pada prinsipnya mirip dengan sel galvanik yang dijelaskan dalam Bagian 18.2, sebuah baterai memiliki keuntungan karena bisa berdiri sendiri dan tidak memerlukan komponen tambahan seperti jembatan garam. Disini kita akan membahas beberapa jenis baterai yang digunakan secara luas.
Baterai Sel Kering
Sel kering yang paling umum, yaitu sel tanpa komponen fluida, adalah Leclanché sel yang digunakan dalam senter dan radio transistor. Anoda sel terdiri dari seng kaleng atau wadah yang kontak dengan mangan dioksida (MnO2) dan elektrolit. Elektrolit terdiri dari amonium klorida dan seng klorida dalam air pati ditambahkan untuk mengentalkan larutan menjadi konsistensi seperti pastel sehingga kecil kemungkinannya bocor (Gambar 18.7).
Baterai Merkuri
Baterai merkuri digunakan secara luas dalam obat-obatan dan industri elektronik lebih mahal daripada sel kering biasa. Berisi dalam silinder stainless steel, itu baterai merkuri terdiri dari anoda seng (digabung dengan merkuri) yang bersentuhan dengan elektrolit basa kuat yang mengandung seng oksida dan merkuri (II) oksida (Gambar 18.8). Baik katoda dan anoda direndam dalam larutan asam sulfat, yang bertindak sebagai elektrolit.
Baterai Penyimpanan Utama (The Lead Storage Battery)
Baterai penyimpanan timbal yang biasa digunakan di mobil terdiri dari enam sel yang identik bergabung bersama secara seri. Setiap sel memiliki anoda timbal dan katoda yang terbuat dari timbal dioksida (PbO2) dikemas dalam pelat logam (Gambar 18.9). Baik katoda dan anoda direndam dalam larutan asam sulfat, yang bertindak sebagai elektrolit.
Baterai Lithium-Ion
Gambar 18.10 menunjukkan diagram skema baterai lithium-ion. Anoda dibuat dari bahan berkarbon konduksi, biasanya grafit, yang memiliki ruang kecil di dalamnya struktur yang dapat menahan atom Li dan ion Li. Katoda terbuat dari oksida logam transisi seperti CoO2, yang juga dapat menahan ion Li1. Karena tinggi reaktivitas logam, elektrolit tak berair (pelarut organik ditambah garam terlarut) harus digunakan.
18.7 Korosi
Korosi adalah istilah yang biasanya diterapkan pada kerusakan logam dengan proses elektrokimia. Sejauh ini contoh korosi yang paling dikenal adalah pembentukan karat pada besi Gas oksigen dan air harus ada agar besi berkarat. Meski reaksinya terlibat cukup kompleks dan tidak sepenuhnya dipahami, langkah utamanya adalah diyakini sebagai berikut.
Suatu daerah permukaan logam berfungsi sebagai anoda, dimana oksidasi terjadi:
Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Elektron yang dilepaskan oleh besi mengurangi oksigen atmosfer menjadi air di katoda, yang merupakan wilayah lain dari permukaan logam yang sama:
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l)
Reaksi redoks keseluruhan adalah
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) → 2Fe2+(aq) + 2H2O(l)
Perhatikan bahwa reaksi ini terjadi dalam media asam; ion H+ disuplai sebagian oleh reaksi karbon dioksida atmosfer dengan air untuk membentuk H2CO3. Ion Fe2+ yang terbentuk di anoda selanjutnya dioksidasi oleh oksigen :
Bentuk besi (III) oksida terhidrasi ini dikenal sebagai karat. Jumlah air yang terkait dengan oksida besi bervariasi, jadi kami menyatakan rumusnya sebagai Fe2O3 .xH2O. Gambar 18.14 menunjukkan mekanisme pembentukan karat. Sirkuit listrik adalah diselesaikan dengan migrasi elektron dan ion; inilah mengapa karat terjadi begitu cepat dalam air garam.
18.8 Elektrolisis
Berbeda dengan reaksi redoks spontan, yang menghasilkan konversi kimiawi energi menjadi energi listrik, elektrolisis adalah proses di mana energi listrik berada digunakan untuk menyebabkan reaksi kimia yang tidak spontan terjadi. Sel elektrolitik adalah alat untuk melakukan elektrolisis. Prinsip yang sama mendasari elektrolisis dan proses yang terjadi di sel galvanik. Di sini kita akan membahas tiga contoh elektrolisis berdasarkan prinsip-prinsip tersebut. Kemudian kita akan melihat aspek kuantitatif elektrolisis.
Elektrolisis Molten Sodium Chloride
Dalam keadaan cairnya, natrium klorida, suatu senyawa ionik, dapat dielektrolisis menjadi bentuk logam natrium dan klorin. Gambar 18.17 (a) adalah diagram sel Downs, yaitu digunakan untuk elektrolisis NaCl skala besar. Dalam NaCl cair, kation dan anion adalah ion Na+ dan Cl2, masing-masing. Gambar 18.17 (b) adalah diagram sederhana yang ditampilkan reaksi yang terjadi di elektroda. Sel elektrolitik berisi sepasang elektroda yang terhubung ke baterai. Baterai berfungsi sebagai "pompa elektron", penggerak elektron ke katoda, tempat reduksi terjadi, dan penarikan elektron dari anoda, dimana terjadi oksidasi. Reaksi di elektroda adalah Elektrolisis Air.
Air dalam gelas kimia dalam kondisi atmosfer (1 atm dan 25 ° C) tidak akan secara spontan terurai membentuk gas hidrogen dan oksigen karena energi bebas standar perubahan reaksi adalah besaran positif yang besar:
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) ΔG° = 474,4 kJ / mol
4. Percobaan
Rangkaian sensor suhu LM35 sebelum dijalankan :
Rangkaian suhu LM35 setelah dijalankan :
Gambar rangkaian simulasi saat temperatur antara 16 - 30 derajat Celcius (Motor dalam keadaan OFF):
Gambar rangkaian simulasi ketika mencapai suhu ≥ 30
Gambar rangkaian simulasi ketika mencapai suhu < 16
