SEL VOLTA

PENGERTIAN SEL ELKTROKIMIA

Transfer elektron pada reaksi redoks dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom , molekul atau ion yang saling serah terima elektron. Pembahasan transfer elektron melalui sirkuit luar sebagai gejala listrik, dan reaksi redoks yang seperti ini akan dipelajari pada elektrokimia.

Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :

1. Sel Volta

2. Sel Elektrolisis

Sel Volta melibatkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik sedangkan sel elektrolisis melibatkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Bagaimanakah proses terjadinya perubahan energi tersebut?

SEL VOLTA

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA

Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut. Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik

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. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif)

ELEKTRODA

Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda

Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda.

Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4

Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4

Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif

Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion)

Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum.

NOTASI SEL VOLTA

•Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan.

POTENSIAL SEL

Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik

Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf)

Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel

Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).

POTENSIAL SEL STANDAR

Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)

Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi

Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi E 1/2 sel

Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

E sel = E katoda – E anoda

Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:

2H+(aq, 1 M) + 2e à H2(g, 1 atm)  Eorujukan = 0

H2(g, 1 atm) à 2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan = 0

Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas.

Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

2H+ (aq, 1 M) + 2e Û H2 (g, 1 atm)

Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi

Nilai Eo yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi

Nilai Eo memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik

Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah semakin reduktor.

REAKSI REDOKS SPONTAN

Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi

Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (Eosel> 0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan) dan reduktor (sisi produk) yang terletak dibawahnya

Misal Cu2+ (kiri) dan Zn (kanan) bereaksi spontan dan Zn terletak dibawah Cu2+

Logam yang dapat menggantikan H2 dari asam. Ambil salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah untuk memperoleh Eosel jika positif maka H2 akan terlepas

Logam yang tidak dapat menggantikan H2, dengan langkah yang sama, namun jika hasilnya Eosel < 0, maka reaksi tidak spontan

Logam yang dapat menggantikan H2 dari air, logam yang terletak dibawah reduksi air

Logam yang dapat menggantikan logam lain dari larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas tabel.

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel

Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya

Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:

∆G = ∆Go + RT ln Q sedangkan

∆G = -nFEsel juga ∆Go = -nFEosel sehingga

-nFEsel = -nFEosel + RT ln Q

Esel = Eosel – (RT/nF) ln Q

Aplikasi Persamaan Nernst

Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eosel

Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eosel

Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eosel

Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

Esel = Eosel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25oC)

HIDROLISIS

HIDROLISIS

1.    Pengertian Hidrolisis

Pada bab larutan asam basa, dijelaskan bahwa reaksi antara asam dan basa akan menghasilkan garam dan reaksinya disebut dengan reaksi penetralan. Karena penjelasan tersebut banyak yang menyebutkan bahwa sifat garam adalah netral atau memiliki nilai pH=7,00. Namun pada kenyataannya banyak kita jumpai garam-garam yang mempunyai nilai pH>7,00 atau pH<7,00, itu artinya garam tersebut tidak bersifat netral.

Perbedaan sifat suatu garam disebabkan reaksi antara ion-ionnya dengan molekul-molekul air. Jika suatu garam dilarutkan dalam air, maka garam akan terurai membentuk ion-ionnya yang dapat bergerak bebas di dalam larutan. Pada keadaan tertentu ion-ion tersebut dapat berperilaku sebagai asam atau basa, bergantung pada sifat ion-ion yang terdapat dalam larutan. Jika ion-ion ditambahkan kedalam air murni, ion-ion ini akan memasuki suatu lingkungan air, dimana molekul air berada dalam keadaan kesetimbangan dengan ion hidronium dan ion hidroksida sebagai hasil dari swaionisasi air. Persamaan reaksi swaionisasi air :

H₂O(l) --> H⁺⁽aq) + OH^–(aq)  atau

2H₂O(l) -->  H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Penambahan garam dapat mempengaruhi kesetimbangan swaionisasi air. Garam-garam yang terlarut di dalam air mungkin terhidrasi atau terhidrolisis. Suatu garam dikatakan terhidrasi di dalam pelarut air jika ionionnya dikelilingi oleh molekul air akibat antaraksi dipol antara ion-ion garam dan molekul air. Antaraksi ion-ion garam dan molekul air membentuk kesetimbangan namun tidak memengaruhi pH larutan. Suatu garam dikatakan terhidrolisis di dalam pelarut air jika ionionnya bereaksi dengan molekul air. Reaksi ion-ion garam dan air membentuk kesetimbangan yang memengaruhi pH larutan.

a.    Hidrasi Kation dan Anion

Hidrasi kation terjadi karena adanya antaraksi antara muatan positif kation dan pasangan elektron bebas dari atom oksigen dalam molekul air. Kation yang dapat dihidrasi adalah kation-kation lemah, seperti ion kalium (K⁺), yaitu kation yang memiliki ukuran besar dengan muatan listrik rendah atau kation yang memiliki polarisasi rendah. Kation seperti ini memiliki kemampuan mempertahankan lingkungan molekul air secara lemah, sehingga molekul air tetap bergerak secara bebas dalam kesetimbangannya. Kation-kation seperti ini berasal dari basa kuat, seperti Na⁺, K⁺, dan Ca^2+. Contohnya:

K⁺(aq) + nH₂O(l) -->  [K(H₂O)n]⁺

Anion-anion yang dihidrasi adalah anion dari asam kuat, sehingga tidak dapat mempertahankan proton dari molekul air. Anion-anion ini dihidrasi melalui antaraksi dengan atom hidrogen dari air. Misalnya:

NO^{2- (}aq) + mH₂O(l) -->  [NO₃(H₂O)m]^–

b.    Hidrolisis Kation dan Anion

Kation-kation garam yang berasal dari basa lemah di dalam air dapat mengubah larutan menjadi asam, seperti Al^3+, NH^4+, Li⁺, Be²⁺ dan Cu^2+. Karena kation-kation tersebut mempunyai muatan yang besar, maka dapat menarik gugus OH^– dari molekul air dan meninggalkan sisa proton (H⁺) sehingga larutan bersifat asam. Reaksi antara H₂O dan kation logam membentuk kesetimbangan. Dalam hal ini, molekul H₂O berperan sebagai basa Lewis atau akseptor proton menurut Bronsted-Lowry. Contohnya:

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) --> NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Al³⁺⁽aq) + 3H₂O(l)  -->  Al(OH)₃(aq) + 3H⁺(aq)

Anion-anion hasil pelarutan garam yang berasal dari asam lemah dapat mengubah pH larutan menjadi bersifat basa karena bereaksi dengan molekul air. Anion-anion seperti ini mempunyai muatan negatif yang besar, maka dapat menarik proton (H⁺) dari molekul air dan meninggalkan sisa ion OH^– yang menyebabkan larutan garam bersifat basa. Contohnya:

F^–(aq) + H₂O(l) -->  HF(aq) + OH^–(aq)

CN^–(aq) + H₂O(l) -->  HCN(aq) + OH^–(aq)

Semua garam yang anionnya berasal dari asam lemah, seperti CH₃COONa, KCN, NaF, dan Na₂S akan terhidrolisis ketika dilarutkan di dalam air menghasilkan larutan garam yang bersifat basa. Reaksi kation atau anion dengan molekul air disebut hidrolisis. Dengan kata lain, hidrolisis adalah reaksi ion dengan air yang menghasilkan basa konjugat dan ion hidronium atau asam konjugat dan ion hidroksida

2.    Jenis-jenis garam

Semua garam yang larut dalam air akan terionisasi membentuk ionionnya. Ion-ion yang dihasilkan dalam larutan tersebut dapat mengalami reaksi hidrolisis. Reaksi hidrolisis yang terjadi dapat mengubah sifat larutan.

a.    Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat

NaCl adalah salah satu contoh garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat. Ketika dilarutkan dalam air, garam NaCl akan terionisasi menjadi ion Na⁺ dan ion Cl^-. Ion Na⁺ adalah kation yang berasal dari suatu basa kuat. Ion-ion ini mempunyai ukuran yang relatif besar, namun muatannya kecil sehingga ketika dilarutkan dalam air, ion-ion ini tidak memiliki kemampuan untuk menarik ion H⁺ dari molekul air. Ion Cl^- adalah anion yang berasal dari asam kuat. Ion-ion ini mempunyai ukuran yang relatif besar, namun muatannya kecil sehingga ketika dilarutkan dalam air, ion-ion ini tidak memiliki kemampuan untuk menarik ion OH^- dari molekul air. Oleh karena ion-ion dari garamnya tidak ada yang bereaksi dengan molekul air, maka garam-garam seperti ini tidak dapat mengalami hidrolisis ketika dilarutkan dalam air. Selain itu, karena tidak adanya perubahan konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^- dalam larutan, maka larutan cenderung bersifat netral.

b.    Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah

NH₄Cl adalah salah satu contoh garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat. Ketika dilarutkan dalam air, garam NH₄Cl akan terionisasi menjadi ion NH₄⁺ dan ion Cl^-. Ion Cl^- adalah anion yang berasal dari suatu asam kuat. Ion-ion ini mempunyai ukuran yang relatif besar, namun muatannya kecil sehingga ketika dilarutkan dalam air, ion-ion ini tidak memiliki kemampuan untuk menarik ion H⁺ dari molekul air. Ion NH₄⁺ adalah kation dari suatu basa lemah, ion ini memiliki ukuran yang relatif kecil dan muatannya besar, sehingga ketika dilarutkan dalam air ion ini mudah menarik ion OH^- dari molekul air atau dengan kata lain bereaksi dengan molekul air. Karena dalam larutan mengalami pengurangan jumlah ion OH⁺ (terjadi pebambahan ion H⁺/ nilai pH berkurang) maka larutan cenderung bersifat asam. Persamaan reaksi hidrolisis NH₄Cl :

NH₄Cl                        _-->                 NH₄⁺ (aq) + Cl^- (aq)

NH₄⁺ (aq) + H₂O(l)     -->      NH₃ (aq) + H₃O⁺ (aq)

c.    Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat

CH₃COONa adalah salah satu contoh garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat. Ketika dilarutkan dalam air, garam CH₃COONa akan terionisasi menjadi ion Na⁺ dan ion CH₃COO^-. Ion Na⁺ adalah kation yang berasal dari suatu basa kuat. Ion-ion ini mempunyai ukuran yang relatif besar, namun muatannya kecil sehingga ketika dilarutkan dalam air, ion-ion ini tidak memiliki kemampuan untuk menarik ion OH^- dari molekul air. Ion CHCOO^- adalah anion dari suatu asam lemah, ion ini memiliki ukuran yang relatif kecil dan muatannya besar, sehingga ketika dilarutkan dalam air ion ini mudah menarik ion H⁺ dari molekul air atau dengan kata lain bereaksi dengan molekul air. Karena dalam larutan mengalami pengurangan jumlah ion H⁺ (nilai pH bertambah) maka larutan cenderung bersifat basa. Persamaan reaksi hidrolisis CH₃COONa :

CH₃COONa            _-->                 2Na⁺ (aq) + CO₃^2- (aq)

CH₃COO^- (aq) + H₂O(l)    -->   CH₃COOH (aq) + OH^- (aq)

d.   Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah

CH₃COONH₄ adalah salah satu contoh garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah. Ketika dilarutkan dalam air, garam CH₃COONH₄ akan terionisasi menjadi ion CH₃COO^- dan ion NH₄⁺. Kedua ion ini ketika dilarutkan dalam air sama-sama akan bereaksi dengan molekul air atau mengalami hidrolisis. Untuk menentukan sifat garam tersebut dapat dilakukan dengan membandingkan harga K_a untuk ion asam konjugat terhadap harga K_b dari ion basa konjugat Jika nilai K_a lebih besar darinilai K_b, larutan akan bersifat asam. Sebaliknya, jika nilai K_b lebih besardari nilai K_a, larutan akan bersifat basa. Jika nilai K_a dan nilai K_b sama,larutan bersifat netral

Rumus Molekul dan Rumus Empiris

Mengetahui Cara Menentukan Rumus Empiris Senyawa

Kamu pasti sudah tahu dong bahwa rumus kimia merupakan salah satu ciri khas dari senyawa kimia? Yap, ternyata rumus kimia terbagi menjadi dua yaitu rumus empiris dan rumus molekul. Perbedaan keduanya ada pada jumlah atomnya, sedangkan atom unsur penyusun senyawanya sama. Lalu, bagaimana cara menentukan kedua rumus tersebut? Sekarang, kita simak pembahasan cara menentukan rumus empiris senyawa dahulu yuk, Squad!

Rumus empiris merupakan rumus yang paling sederhana dari suatu molekul yang menunjukkan perbandingan atom-atom penyusun molekul. Rumus ini menyatakan perbandingan jenis dan jumlah paling sederhana dari suatu senyawa. Rumus empiris diperoleh berdasarkan percobaan. Contohnya, rumus molekul benzena adalah C₆H₆ dan rumus empirisnya adalah CH. Rumus molekul hidrogen peroksida adalah H₂O₂ dan rumus empirisnya adalah HO.

Rumus empiris dapat digunakan untuk menunjukkan rumus molekul apabila tidak ada informasi tentang massa molekul relatif dari suatu senyawa. Misalnya, NO₂ dapat dikatakan sebagai rumus molekul jika tidak ada informasi massa molekul relatifnya. Tetapi jika massa molekul relatifnya diketahui, misalnya 92, maka NO₂ merupakan rumus empiris karena rumus molekul senyawa tersebut adalah N₂O₄.

 Benzena memiliki rumus molekul C₆H₆ dengan rumus empiris CH (Sumber: utakatikotak.com)

Cara untuk menentukan rumus empiris yaitu perlu terlebih dahulu mencari massa atau persentase massa dalam senyawa. Setelah itu dibagi dengan massa atom relatif (Ar) masing-masing unsur, artinya dalam menentukan rumus empiris perlu dicari perbandingan mol dari unsur-unsur dalam senyawa tersebut. Rumus empiris dan rumus molekul bisa dijabarkan sebagai berikut:

(Rumus Empiris)_n = Rumus Molekul

Nilai n berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dari suatu rumus kimia. Jika Mr dari rumus empiris dikalikan dengan n, maka menghasilkan Mr rumus molekul. Prinsip ini digunakan sebagai dasar dalam mencari rumus molekul senyawa.

Supaya kamu lebih paham, coba kerjakan contoh soal di bawah ini yuk !

Diketahui:

Persentase unsur C = 41,82% - Persentase unsur H = 6,51% - Persentase unsur O = 51,67%

Ditanya: Rumus empiris?

Jawab:

Massa senyawa sebesar 100 gram, maka:

Massa C = 41,82 gram

Massa H = 6,51 gram

Massa O = 51,67 gram

Kemudian cari jumlah mol masing-masing unsur

 Karena perbandingan jumlah mol juga menyatakan perbandingan jumlah atom, maka perbandingan jumlah mol dapat digunakan untuk menentukan rumus empiris.

mol C : mol H : mol O = atom C : atom H : atom O = 3,485 : 6,510 : 3,229

Karena atom-atom dalam molekul merupakan kelipatan bilangan bulat, maka perbandingan atom di atas harus bilangan bulat dan harus lebih sederhana, sehingga harus membagi ketiga bilangan di atas dengan kelipatan bilangan paling kecil yaitu 3,229. Perbandingannya menjadi:

1,07 : 2,01 : 1,00

Perbedaan angka di belakang koma pada desimal kedua dapat diabaikan, dengan demikian perbandingan atom C, H dan O adalah:

1 : 2 : 1

Perbandingan ini menyatakan perbandingan atom-atom paling sederhana dalam molekul. Dengan demikian, rumus empiris senyawa adalah CH₂O.

Nah, sekarang kamu sudah paham 'kan bagaimana cara menentukan rumus empiris senyawa? Rumus empiris didapatkan dari percobaan dan lebih sederhana dibandingkan dengan rumus molekul.