Mklh Elektroda.docx

KATA PENGANTAR

Assalamu’alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh. Alhamdulillah, puji dan puja kami haturkan kehadirat Allah SWT. Atas Rahmat dan Anugerah serta Hidayah-Nya sehingga penyusunan makalah ini dapat terselesaikan dengan baik. Salawat dan salam senantiasa tercurah kepada junjungan Nabi Muhammad Saw. Sebagai Uswatun Hasanah bagi manusia. Penulis menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan, meskipun kami telah mendayagunakan kemampuan semaksimal mungkin untuk menjadikan makalah ini berbobot sekalipun dalam kategori sederhana. Keterbatasan potensi ilmu dan waktu kami miliki menyebabkan adanya kekurangan dan kesalahn yang tidak disadari baik menyangkut materi penyusunan maupun pembahasannya. Oleh karena itu, dengan penuh kerendahan hati kami mengharapkan saran dan kritikan yang sifatnya membangun dari berbagai pihak demi kesempurnaan makalah ini. Akhirnya, penulis ingin mengucapkan terima kasih kepada dosen mata kuliah dan pihak-pihak yang membantu dalam penyusunan makalah ini. Semoga makalah ini dapat berguna bagi semua pihak yang membacanya dan terutama bagi kami yang menyusunnya dan dunia pendidikan pada umumnya. Wassalamu’alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.

Makassar, 26 September 2017

Penyusun

1

DAFTAR ISI Kata Pengantar ........................................................................................................ ................. 1 Daftar Isi .................................................................................................................. ................. 2 BAB I PENDAHULUAN 1.1

Latar Belakang ............................................................................................................... 3

1.2

Rumusan Masalah .......................................................................................................... 5

1.3

Tujuan Pembahasan........................................................................................................ 5

BAB II PEMBAHASAN 2.1

Potensial Elektroda .......................................................................................................... 6

2.2

Persamaan Nernst ............................................................................................................ 12

BAB III PENUTUP 3.1

Kesimpulan.................................................................................................................... 14

DAFTAR PUSTAKA .............................................................................................................. 14

2

BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua elektroda. Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (∆V) antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol yang disebut sebagai potensial sel (E°sel). Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel Daniell, bila diukur dengan potensiometer beda potensial pada suhu 25°C saat konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama adalah 1,10 V. Bila elektroda Cu/Cu2+ dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag+ , potensial sel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan untuk mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai potensial mutlak untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan. Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan telah ditentukan yang digunakan sebagai elektroda standar adalah elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam platina (Pt) yang dilapisi serbuk Pt halus pada suhu 25°C dalam larutan asam (H+) 1 M. Berdasarkan perjanjian elektroda Hidrogen diberi nilai potensial 0,00 Volt. Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen/standar (H/H+) dan elektroda Zn/Zn2+ adalah -0,76 V. Bila elektroda Zn/Zn2+ diganti dengan elektroda Cu/Cu2+ maka besar potensial selnya menjadi +0,34 V. H2 + Zn2+ → 2H+ + Zn

E° = -0,76 V

H2 + Cu2+ → 2H+ + Cu

E° = +0,34 V

karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V maka potensial reduksi (E°red) Zn dan Cu dapat ditentukan : Zn2+ + 2e → Zn

E° = -0,76 V disingkat E°red Zn = -0,76 V

Cu2+ + 2e → Cu

E° = +0,34 V disingkat E°red Cu = +0,34 V

potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron. jadi berdasarkan nilai potensial elektroda di atas, potensial elektroda Zn bernilai negatif (-) menunjukkan bahwa Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding

3

dengan H/H+ dan Cu bernilai positif (+) menunjukkan bahwa Cu/Cu2+ lebih mudah untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+. Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi berarti semakin sukar dioksidasi. karena besar potensial oksidasi (E°oks) berlawanan dengan potensial reduksi (E°red). Zn → Zn2+ + 2e

E° = +0,76 V disingkat E°oks Zn = +0,76 V

Cu → Cu2+ + 2e

E° = -0,34 V disingkat E°oks Cu = -0,34 V

Potensial Sel Volta Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan menggunakan potemsiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensial reduksi (E°red) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan potensial reduksi pada katoda. sebagai contoh pada sel daniel : Zn2+ + 2e → Zn

E° = -0,76 V

Cu2+ + 2e → Cu

E° = +0,34 V

yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebih kecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi (E°red) lebih besar akan direduksi. → Zn2+ + 2e

Anoda (oksidasi)

: Zn

Katoda (reduksi)

: Cu2+ + 2e → Cu

E° = +0,76 V E° = +0,34 V

Reaksi total (redoks) : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu E° = +1,10 V secara singkat dapat dihitung : nilai E°red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. maka Zn akan dioksidasi dan Cu akan direduksi. E°oks Zn = +0,76 V E°red Cu = +0,34 V

E°sel = E°oks + E°red = 0,76 + 0,34 = 1,10 V

4

nilai potensial sel (E°sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan. maka sebaliknya reaksi : Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn

E° = -1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan terjadi reaksi.

1.2 Rumusan Masalah Adapun yang menjadi fokus permasalahan yang akan dibahas dalam makalah ini dapat dirumuskan sebagai berikut: 1. Apakah yang dimaksud dengan Potensial Elektroda ? 2. Bagaimana cara menentukan Potensial Elektroda ? 3. Apakah yang dimaksud Persamaan Nernst ?

1.3 Tujuan Penulisan Tujuan dari penulisan makalah ini adalah sebagai berikut: 1. Untuk mengetahui Pengertian Potensial Elektroda. 2. Untuk mengetahui cara menentukan Potensial Elektroda. 3. Untuk mengetahui persamaan Nernst.

5

BAB II PEMBAHASAN

2.1 Potensial Elektroda Potensial elektroda Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan electron. Contohnya Jika suatu batang logam dicelupkan ke dalam air akan timbul beda potensial antara batang logam dan air, yang disebut potensial elektroda. Setiap logam memiliki potensial elektroda yang berbeda- beda. Jika dua sistem elektroda dihubungkan, akan terjadi arus listrik karena perpindahan elektron dari potensial elektroda yang besar ke potensial elektroda yang kecil. Pada penetuan Potensial elektroda khusunya tunggal, sangat sulit jika ditentukan secara langsung. Oleh karena itu diperlukan dua sistem elektroda yg mambentuk sel, dengan salah satu elektroda memiliki harga potensial nol sehingga potensial elektroda yang lain dapat diukur melalui volt meter. Elektroda pembanding,yaitu elektroda hidrogen dengan harga potensial eletrodanyanol.

a. Standarisasi potensial Bila elektroda Cu/CuSO4 dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/AgNO3, potensial sel adalah 1,56 V, yang lebih besar dari potensial sel Daniell. Jadi potensial sel bervariasi dengan cukup besar bergantung jenis bahan elektroda. Jadi, metoda berikut digunakan untuk membandingkan potensial berbagai jenis sel. Standardisasi potensial 1. Konsentrasi dan temperatur larutan elektrolit dipertahankan pada konsisi tetap, yakni 1 molar dan 25 C (S.T.P). Nilai percobaan diekstrapolasikan ke nilai standar ini. 2. Sebuah sel disusun dengan elektroda umum yang berperan sebagai elektroda standar. 3. Potensial sel ditentukan termasuk tandanya (yakni elektroda mana yang akan berperan sebagai elektroda positif ditentukan).

6

4. Berdasarkan definisi, kontribusi elektroda standar pada potensial sel adalah nol. Maka perbedaan potensial adalah nilai khas elektroda tersebut. Nilai ini yang disebut dengan potensial elektroda normal elektroda tersebut. 5. Potensial sel sama dengan jumlah potensial standar elektrodanya. Dalam elektroda hidrogen normal, yang terdiri atas hidrogen dan asam khlorida, H2 (g,1 atm)/H+ (HCl, 1 mol dm-3), digunakan sebagai elektroda standar. Dalam elektroda ini, gas hidrogen berkontak dengan larutan yang mengandung proton (biasanya asam khlorida). Karena hidrogen bukan konduktor, pelat platina teraktivasi digunakan sebagai pelat elektroda. Reaaksi elektrodanya adalah 1/2 H2 H+ + e- (10.13) Diasumsikan bahwa platina akan mengkatalisis pemecahan molekul hidrogen menjadi atom hodrogen. Kemudian sangat besar kemungkinannya atom hidrogen ini akan terlibat dalam reaksi elektroda.

b. Potensial elektroda normal Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen normal (H/H+) dan elektroda Zn/ZnSO4 dinormalkan (Gambar 10.3) adalah -0,763 V. Catat bahwa reaksi elektroda yang terjadi adalah 1/2 H2 + 1/2 Zn2+–> H++ 1/2 Zn (10.14) Bukan. H++ 1/2 Zn –> 1/2 H2 + 1/2 Zn2+ (10.15) Namun, dengan memperhatikan kecenderungan ionisasi, yang bawah yang lebih mungkin terjadi. Nilai negatif potensial menunjukkan bahwa kesukaran terjadinya reaksi pertama.

7

Dari percobaan ini, potensial elektroda reaksi 1/2 H2 + 1/2 Zn2 + –> H+ + 1/2 Zn dapat diperoleh. Potensial elektroda hidrogen didefinisikan nol.

Sel yang dibuat dengan pasangan Cu/CuSO4 dan elektroda hidrogen normal berpotensial +0,337V. Reaksi total selnya adalah. 1/2 H2 + 1/2 Cu2+–> H+ + 1/2 Cu (10.16) Dari sudut pandang kemudahan ionisasi, reaksi lebih mungkin dalam arah sebaliknya. Nilai positif potensial terukur menunjukkan hal ini. Nilai terukur potensial sel Daniell, 1,1 V, berkaitan dengan perbedaan potensial elektroda normal dua elektroda. Jadi, +0,337 – (-0,763) = +1,100 (V) (10.17) Potensial elektroda normal elektroda-elektroda penting diberikan di Tabel 10.2. Tabel 10.2 Potensial elektroda normal, V (sebagai larutan dalam air, 25°C) Setengah Reaksi Reduksi ( pada Katoda )

E°red (volts)

Li+(aq) + e- → Li(s) -3.04 K+(aq) + e- → K(s) -2.92 Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2.76 Na+(aq) + e- → Na(s) -2.71 Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) -2.38 Al3+(aq) + 3e- → Al(s) -1.66 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) -0.83 Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) -0.76 Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s)

8

-0.74 Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) -0.41 Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) -0.40 Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) -0.23 Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) -0.14 Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) -0.13 Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s) -0.04 2H+(aq) + 2e- → H2(g) 0.00 Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq) 0.15 Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq) 0.16 ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3-(aq) + 2OH-(aq) 0.17 AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 0.22 Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 0.34 ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-(aq) + 2OH-(aq) 0.35 IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-(aq) 0.49

9

Cu+(aq) + e- → Cu(s) 0.52 I2(s) + 2e- → 2I-(aq) 0.54 ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-(aq) + 2OH-(aq) 0.59 Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) 0.77 Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l) 0.80 Ag+(aq) + e- → Ag(s) 0.80 Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l) 0.85 ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-(aq) 0.90 2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq) 0.90 NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l) 0.96 Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) 1.07 O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) 1.23 Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) 1.33 Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 1.36

10

Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) 1.44 MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l) 1.49 H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l) 1.78 Co3+(aq) + e- → Co2+(aq) 1.82 S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq) 2.01 O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l) 2.07 F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 2.87 Tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deret volta yang sering keluar dalam materi disusun dalam baris sebagai berikut : K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah menerima elektron dan merupakan oksidator (penyebab zat lain mengalami oksidasi). Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas elektron dan merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami reduksi). Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya : Cu + Zn2+ → tidak bereaksi Berdasarkan contoh di atas, diharapkan bahwa elektroda yang terbuat dari logam dengan kecenderungan ionisasi besar akan memiliki potensial elektroda normal negatif besar dan elektroda yang terbuta dari halogen dengan keelektronegativan besar akan memiliki potensial elektroda positiif. Dan faktanya memang potensial elektroda berikut

11

Li+ + e- Li … (10.18) F2(g) + 2e- 2F- … (10.19) Berturut-turut adalah -3,045 V dan +2,87 V. Anda dapat memahami strategi untuk membuat sel dengan potensial tinggi. Kombinasi elektroda Li dan elektroda fluorin adalah salah satu kemungkinan untuk mencapai tujuan ini. Jelas diperlukan kehati-hatian untuk memastikan sel seperti ini aman. Elektroda logam alkali/alkali tanah digunakan dalam sel alkali, yang digunakan dengan meluas. Contoh soal 10.5 Potensial sel Hiting potensial sel (25 °C) dari nilai di Tabel 10.2. 1. Sn + Pb2+ –> Sn2+ + Pb 2. 2Fe3+ + Sn2+–> 2Fe2+ + Sn4+ 3. 5Fe2+ + MnO4 + 8H+ –> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Jawab : 1. 0,009 V 2. 0,617 V 3. 0,739 V

2.2

Persamaan Nernst Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara

potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan.Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk persamaan sel umum, aA +bB

xX + yY (10.20)

potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst. E = Eθ – (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b) (10.21) Eθ adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektro yang terlibat dalam reaksi, F adalah tetapan Faraday, [A]. dsb, adalah konsentrasi molar masing-masing ion yang terlibat. Contoh soal 10.6 persamaan Nernst K2Cr2O7/ H2SO4 adalah oksidan yang dikenal baik, dan reaksi elektrodanya adalah

12

Cr2O72- + 14H+ + 6e-–> 2Cr3+ + 7H2O (Eθ = 1,29 V) Hitung potensial elektroda ini pada kondisi berikut. (gunakan nilai ini lnx = 2,303 logx, 2,303RT/F = 0,0592 V pada 25°C). 1. [Cr2O72-] = [Cr3+] = [H+] = 1,0 mol dm-3 2. [Cr2O72-] = [Cr3+] = 1,0 mol dm-3, [H+] = 10-7 mol dm-3

Jawab 1. Dengan mensubstitusi nilai yang tepat pada persamaan Nernst, Anda akan mendapat nilai berikut E = Eθ + (0,0592/6) log([Cr2O72-] [H+]14/[ Cr3+]2) = Eθ = 1,26 V. Dalam kasus ini potensial sel adalah potensial elektroda normal. 2. E = 1,29 + (0,0592/6) log[1,0 x (10-7)14]/1,02 = 0,33 V. Ini berarti bahwa potensial sel, dan dengan demikian kekuatan oksidan, secara substansial menurun pada kondisi netral. Bila reaksi sel dalam keadaan kesetimbangan, maka E = 0. Akibatnya, E = Eθ -(RT/nF) lnK (10.22) K adalah konstanta kesetimbangan untuk persamaan berikut. K = ([X]x[Y]y/[A]a[B]b)eq (10.23) subskrip eq menunjukkan konsentrasi molar pada nilai keadaan setimbang. Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini cocok dengan prinsip Le Chatelier.

13

BAB III PENUTUP 3.1 Kesimpulan Potensial elektroda Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan electron. Contohnya Jika suatu batang logam dicelupkan ke dalam air akan timbul beda potensial antara batang logam dan air, yang disebut potensial elektroda. Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini cocok dengan prinsip Le Chatelier

DAFTAR PUSTAKA http://serbamurni.blogspot.co.id/2012/03/makalah-elektroda.html

https://mediabelajaronline.blogspot.co.id/2011/09/potensial-elektroda.html

14