Kesetimbangan Elektrokimia

KESETIMBANGAN ELEKTROKIMIA

Sel elektrokimia dapat dibedakan menjadi dua macam, yaitu sel Volta atau Galvani dan elektrolisis. Perubahan energi yang terjadi dalam  kedua sel adalah berkebalikan. Pada sel Volta terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik, sebaliknya pada sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel volta terdiri atas elektroda positif dan negatif. Apabila kedua elektroda dihubungkan akan terjadi beda potensial (electromotive force cell) yang menyebabkan arus mengalir dari elektroda dengan potensial tinggi menuju elektroda dengan potensial rendah.

Dalam sel volta, proses oksidasi dan reduksi terjadi pada tempat yang terpisah.

·  Reaksi oksidasi ( peningkatan bilangan oksidasi) terjadi pada Anoda

·  Reaksi reduksi ( penurunan bilangan oksidasi) terjadi pada Katoda

Gambar 1. Sel volta

Penggunaan atom sebagai elektroda dapat di tentukan melalui deret volta  

Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni. Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Semakin ke kanan bertindak sebagai reduksi karena mudah direduksi atau sukar dioksidasi. semakin ke kiri bertindak sebagai oksidasi karena mudah dioksidasi makin aktif dan sukar direduksi.

Reaksi pada sel volta di tuliskan melalui setengah reaksi. Contohnya :

Reduksi                   : Cu²⁺_(aq)  + 2e-           →Cu_(s)

Oksidasi                  :   Zn²+(aq)  + 2e-       → Zn_(s)

Reaksi keseluruhan : Cu²⁺_(aq) + Zn_(s)            → Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Notasi pada sel volta dapat di tuliskan dengan

Anoda//Katoda

Contoh : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

Keterangan :

 / = potensial ½ sel

// = potensial sambungan sel (jembatan garam)

Perubahan energi bebas Gibbs standar dinyatakan sebagai :

∆G^o = - nFE^osel      

Dimana n adalah jumlah electron yang terlibat dan F adalah ketetapan Faraday bernilai 96500 C/mol.

Reaksi berjalan spontan apabila ∆G^o  bernilai negative sebaliknya reaksi berjalan nonspontan apabila ∆G^o bernilai positif.

       Persamaan Nernst berhubungan dengan potensial reduksi atau setengah sel terhadap potensial elektroda standar,suhu dan aktivitas suatu spesies kimia yang melakukan reduksi dan oksidasi.        

Dimana R adalah ketetapan umum gas 8,314 J/kmol Kdan T adalah suhu dalam kelvin

Persamaan di atas menandakan bahwa potensial listrik dari sebuah sel bergantung pada reaksi jumlah Q. sebagai proses reaksi redoks, reaktan akan dipakai dalam reaksi, dan selanjutkan konsentrasi reaktan akan berkurang. Sebaliknya konsentrasi prosuk akan meningkat karena pembentukan produk. Saat hal ini terjadi, potensial sel secara bertahap akan menurun sampai reaksi berada di kesetimbangan, dimana ∆G=0. Pada kondisi setimbang, hasil bagi reaksi Q= Keq. Dengan demikian menggantikan Q=keq dan E=0 ke persamaan Nernst akan di dapatkan :

Maka

Dari persamaan di atas di dapatkan bahwa konstanta kesetimbangan adalah berbanding lurus terhadap potensial standar reaksi. Ketika

K > 1, E⁰ >0, reaksi cenderung membentuk produk

K < 1, E⁰ <0, reaksi cenderung membentuk reaktan

Hal ini sesuai dengan asas le chatelier yang mana ketika system pada kesetimbangan mengalami perubahan, system akan meminimalkan perubahan tersebut dengan menggeser kesetimbangan pada arah yang berlawanan.

Daftar pustaka 
Atkins. 1990. Kimia Fisika Jilid I. Jakarta : Erlangga.
Chang,Raymond. 2005. Kimia Dasar:Konsep-Konsep Inti Jilid I. Jakarta : Erlangga.
Tim Penyusun. 2017. Petunjuk Praktikum Kimia Fisik I. Malang: Kimia UIN MALANG.


Di tulis oleh : Winda Anggraeni 15630072