MATERI KIMIA SMA KELAS XII ELEKTROKIMIA (SEL GALVANI)

Suatu percobaan dilakukan oleh seorang ilmuwan Italia bernama Luigi Galvani. Ia melilit dua logam menjadi satu yaitu kawat besi dan kawat tembaga. Kemudian kedua ujung yang lainnya dikenakan pada kaki kodok. Kaki kodok tersebut bergerak. Peristiwa itu kemudian diberi istilah listrik hewan atau “animal electricity”. Percobaan Galvani ini ternyata merupakan asal mula ditemukan sel kering. Sel merkuri, accu dan sumber tenaga listrik sejenis lainnya. Percobaan Galvani ini kemudian diteruskan oleh Alessandro Volta. Sel-sel ini pada prinsipnya mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Karena itu, sel listrik yang dihasilkan disebut sel galvanic atau sel Volta. Sel-sel penghasil energi listrik yang sekarang berada dalam tingkat pengembangan ini akan merupakan sumber penghasil tenaga yang sangat penting di kemudian hari untuk dapat menggantikan sumberdaya energi yang tidak dapat diperbaharui.

Sel Galvani atau sel Volta merupakan salah satu contoh dari sel yang menggunakan prinsip energi kimia diubah menjadi energi listrik. Dalam sebuah sel Galvani, suatu reaksi Oksidasi-Reduksi terjadi dalam kondisi tertentu sehingga arus listrik dapat dihasilkan dari sel tersebut. Reaktan-reaktan terpisah secara fisik untuk dapat mengontrol kecepatan dan keberadaan reaksi. Reaktan-reaktan itu berada dalam dua kompartemen, masing-masing mengandung sebuah elektroda dan suatu elektrolit. Elektroda-elektroda itu adalah konduktor listrik yang tidak bereaksi dengan larutan elektrolit yang ada dalam setiap kompartemen.

Kedua elektroda itu dihubungkan dengan kawat konduktor sehingga elektron dapat mengalir dari elektroda satu ke elektroda lainnya. Ion-ion dapat berpindah dari kompartemen yang satu ke kompartemen lainnya melalui suatu elektrolit, yang mungkin mengandung ion-ion yaitu jembatan garam atau tidak mengandung ion-ion yaitu selaput semipermeabel.

Apabila sebuah logam dimasukan kedalam air, logam tersebut mempunyai kecenderungan untuk melepaskan ionnya dan secara serentak membebaskan elektronnya kepada permukaan logam. Kecenderungan ini menyebabkan perbedaan potensial antara logam dengan larutannya, dan menghasilkan tegangan yang disebut potensial elektroda logam tertentu. Ketika ion-ion logam itu terbentuk, terjadi pengendapan logam dari ion-ion, dan bersamaan dengan itu kesetimbangan terjadi antara logam dan larutan dan perbedaan

potensial lenyap.

Bila sebuah logam dimasukkan kedalam larutan yang mengandung ionnya dan kecenderungan ion untuk menjadi logam lebih besar daripada kecenderungan logam masuk kedalam larutan. Maka proses pengendapan logam akan terjadi sampai kesetimbangan antara logam dan ion terjadi. Perbedaan potensial antara logam dan larutannya pada konsentrasi 1 molar disebut potensial elektroda standar dan diberi simbol Eo.

Dalam reaksi redoks antara Zn dan larutan CuSO4, sebuah atom Zn melepaskan 2 elektronnya sedangkan ion Cu dalam tembaga sulfat menerima 2 elektron dan membentuk logam tembaga. Bila Zn dan larutan CuSO4 dicampur, reaksi spontan terjadi dengan menghasilkan kalor. Sementara itu, apabila reaksi yang sama dilaksanakan dalam suatu sel elektrokimia maka energi listrik akan terjadi.

Kompartemen sebelah kiri terdiri dari sebatang logam Zn yang disebut elektroda dimasukkan kedalam cairan yang disebut elektrolit. Elektrolit itu dapat terjadi dari larutan garam sulfat dalam air, misalnya K2SO4. kompartemen sebelah kanan dari sel terdiri dari elektroda logam Cu yang dimasukkan kedalam elektrolit CuSO4. kedua larutan itu dihubungkan dengan dua cara. Elektrolit-elektrolit dihubungkan oleh sebuah jembatan, yang juga mengandung elektrolit (dalam hal ini kalium sulfat) sedangkan kawat konduktor menghubungkan kedua elektroda itu.

Cara kerja sel elektrokimia itu adalah sebagai berikut :

Dari teori yang telah dinyatakan di atas, Zn bila dimasukkan kedalam suatu larutan berkecenderungan untuk menjadi ionnya. Demikian pula Cu.

Zn® Zn2+ + 2 elektron (a)

Cu® Cu2+ + 2 elektron (b)

Percobaan menunjukkan bahwa bila susunan zat dan alat-alat dipasang seperti gambar di atas ternyata dapat diketahui dari amperemeter bahwa electron bergerak dari logam Zn ke logam Cu melalui kawat konduktor. Ini berarti bahwa Zn yang dimasukkan kedalam elektrolit berkecenderungan untuk memberikan ion Zn2+ kedalam larutan dan meninggalkan electron-elektronnya pada permukaan Zn. Hal ini mengganggu kesetimbangan (a) kekanan.

Sedangkan pada kompartemen sebelah kanan, electron-elektron dari elektroda Zn tersebut mengganggu kesetimbangan (b) kekiri sehingga Cu2+ menjadi logam Cu. Akibatnya larutan di kompartemen sebelah kiri menjadi bermuatan positif dan larutan di kompartemen sebelah kanan menjadi negatif. Melalui jembatan garam atau pemisah semi permeable ion SO4 2- dapat bermigrasi dari kompartemen kanan ke kiri sehingga menetralkan kembali larutan.

Demikian pula Zn2+ juga dapat bermigrasi dari kompartemen kiri ke kompartemen kanan sehingga menetralkan kembali larutan. Dengan netralnya larutan-larutan itu maka reaksi kimia dapat berlangsung terus dan listrik dapat dihasilkan secara berkesinambungan.

a. Anoda dan Katoda

Dalam elektrokimia sebagai prinsip yang harus kita pegang adalah bahwa pada anoda selalu terjadi reaksi oksidasi sedang pada katoda selalu terjadi reaksi reduksi. Dalam sel Galvani seperti yang telah diuraikan terdahulu, oksidasi terjadi dalam kompartemen Zn sedangkan reduksi terjadi pada kompartemen Cu. Zn mempunyai kecenderungan yang lebih besar menjadi Zn2+ sehingga elektroda Zn bermuatan negatif. Pada katoda Cu, ion Cu2+ berkumpul pada elektroda Cu dan tereduksi menjadi Cu. Sehingga elektroda Cu bermuatan positif. Jadi pada sel Galvani, anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif.

b. Potensial Sel

Dalam sel Galvani, arus listrik terjadi sebagai hasil dari aliran electron dari elektroda negatif ke elektroda positif melalui kawat konduktor. Gaya dari gerak electron melalui kawat konduktor tersebut disebut Gaya Gerak Listrik atau Gaya Elektromotif yang diukur dengan satuan Volt (V). Apabila Gaya Elektromotif besarnya sama dengan 1 Volt berarti bahwa gerak electron sebesar 1 Coulomb (C) dapat melakukan gaya sebesar 1 Joule (J).

1V = 1J/1 C

1Volt  = 1Joule/1 Coulomb

Dari pengukuran besarnya perbedaan potensial dengan menggunakan Voltmeter pada sel Galvani yang menggunakan elektroda Zn dan Cu di atas yaitu dimana konsentrasi larutan-larutan tersebut = 1 Molar (1M) diperoleh perbedaan potensial elektroda = 1,10 Volt. Perbedaan potensial tersebut disebut potensial sel. Karena dilakukan pada suhu 25°C dan dengan konsentrasi larutan 1M maka disebut pula dengan Potensial Sel Standar atau dinyatakan dengan symbol Eo sel.

c. Diagram Sel

Dalam sel Galvani reaksi-reaksi dalam dua kompartemen menghasilkan energi listrik. Reaksi yang terjadi pada setiap kompartemen disebut dengan reaksi ½ sel. Untuk memberikan gambaran lengkap mengenai sel Galvani, beberapa informasi perlu diberikan :

1) Logam yang digunakan sebagai elektroda;

2) Keadaan larutan yang berhubungan dengan elektroda (termasuk konsentrasi ion dalam larutan);

3) ½ sel yang mana yang anoda dan ½ sel yang mana yang katoda;

4) Zat mana yang reaktan dan mana yang hasil reaksi.

Pada anoda terdapat elektroda Zn yang mengalami oksidasi Zn ® Zn2+ + 2e dan konsentrasi larutan = 1,00 Molar. Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut :

Anoda : Zn/Zn2+ (1,00 M)

Pada katoda terdapat elektroda Cu yang mengalami reduksi Cu + 2e ® Cu2+  dan konsentrasi larutan = 1,00 Molar. Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut :

Katoda : Cu2+ (1,00 M)/Cu

Untuk menggambarkan sel Galvani secara lengkap digunakan sel diagram sebagai berikut :

Zn/Zn2+ (1,00 M) çç Cu2+ (1,00 M)/Cu

Anoda selalu ditulis disebelah kiri dan katoda disebelah kanan. Tanda çç menunjukkan jembatan garam atau selaput semi permeable.

d. Potensial Elektroda Standar

Elektroda Zn mengalami oksidasi karena itu pada elektroda Zn terdapat potensial oksidasi (ditulis dengan simbol EZn/Zn) sedangkan elektroda Cu mengalami reduksi karena itu pada elektroda Cu terdapat potensial reduksi (ditulis dengan simbol ECu/Cu).

Mengingat reaksi pada setiap kompartemen disebut reaksi setengah sel maka potensial oksidasi atau potensial reduksi juga disebut sebagai potensial setengah sel.

Tetapi berapa sebenarnya potensial setengah sel masing-masing ? tidak ada orang yang tahu.

Untuk menentukan potensial elektroda setengah sel, para ahli menetapkan potensial elektroda standar H2 pada suhu 25°C dengan tekanan gas Hidrogen sebesar 1 atm dan konsentrasi larutan 1 M yaitu = 0 Volt atau EoH+/H2 = 0. Dengan menggunakan patokan potensial elektroda standar H2 itu maka ditetapkan potensial elektroda standar setengah sel.

Elektroda Hidrogen terdiri dari kawat platina dan sepotong lempeng platina yan ditutup oleh serbuk platina halus sebagai permukaan elektroda. Elektroda ini disimpan dalam tabung gelas sedemikian rupa sehingga gas hydrogen dapat dilalukan kedalamnya dengan tekanan sebesar 1 atm. Platina sendiri tidak mengalami oksidasi maupun reduksi. Karena itu elektroda hydrogen

disebut elektroda inert.

H2(1 atm) + 2 e ® 2H+ Eo = 0 ,00 Volt

Potensial elektroda standar dari logam-logam ditentukan dengan menyusun sel Galvani Zn/Zn2+ (1 M) çç H+ (1 M)/H2 (1 atm) pada suhu 25°C. Dari pengamatan Voltmeter ternyata gaya elektromotifnya = +0,76 Volt.

Dilihat dari reaksinya elektroda Zn mengalami oksidasi, karena itu gaya elektromotifnya disebut potensial oksidasi.

Zn® Zn2+ + 2e – Eo     oks = +0,76 Volt

Jika reaksi reduksi berlangsung, yaitu Zn + 2e – ® Zn2+ maka gaya gerak elektromotifnya disebut potensial reduksi. Besarnya potensial reduksi standar sama dengan besarnya potensial oksidasi standar hanya berlawanan tandanya, jadi :

Zn + 2e –® Zn2+ Eo     red = - 0,76 Vlot

e. Potensial Reduksi

Dalam sel Galvani selalu terdapat elektroda logam yang dimasukkan dalam suatu larutan garam. Ion-ion logam mengelilingi elektrodanya dan mempunyai kecenderungan untuk memperoleh electron-elektron. Dengan perkataan lain mereka ion-ion tersebut berkecenderungan untuk tereduksi. Karena itu para ahli berkecenderungan untuk menggunakan reaksi reduksi daripada reaksi oksidasi dalam menentukan potensial elektroda suatu sel. Dengan demikian para ahli bersepakat untuk menggunakan potensial reduksi suatu logam daripada potensial oksidasinya dalam penggunaan selanjutnya. Potensial yang diukur dari sebuah sel diperoleh dari perbedaan potensial reduksi dari reaksi setengah selnya. Besarnya potensial sel standar sama dengan potensial reduksistandar setengah sel yang mengalami reduksi dikurangi dengan potensial reduksi standar setengah sel yang mengalami oksidasi.

Eo sel = Eo ½ sel tereduksi = Eo ½ sel teroksidasi

Untuk sel Galvani di atas :

Eo sel = Eo Cu2+/Cu = Eo Zn2+/Zn

Eo sel = Eo H+/H2+ = Eo Zn/Zn

Bila elektroda-elektroda dalam sel Galvani adalah elektroda tembaga dan elektroda hydrogen. Ternyata tembaga akan teroksidasi dan ion hydrogen akan tereduksi. Jadi Eo sel sama dengan Eo Cu2+/Cu dikurangi dengan Eo H2/H+ Eo sel = Eo Cu2+/Cu = Eo H2/H+

Dari harga potensial sel ini dapat diramalkan apakah suatu reaksi dapat berlangsung secara spontan atau tidak. Apabila ternyata harga potensial sel positif maka reaksi dapat berlangsung spontan.

Daftar Potensial Elektroda Reduksi Standar

Dalam menggunakan potensial elektroda standar ini perlu diingat bahwa reaksi-reaksi berada dalam larutan dengan air sebagai pelarut.

f. Potensial Elektroda Standar dan Tetapan Kesetimbangan

Selain harga potensial sel, perubahan energi bebas Gibbs dapat dijadikan ukuran spontanitas suatu reaksi. Dengan demikian terdapat hubungan antara potensial sel dan perubahan enegeri bebas.

DG = - n F E (sel)

DG ialah perubahan energi bebas, n ialah jumlah mol electron yang dilepaskan dan diterima dalam reaksi redoks, F ialah tetapan Faraday yang besarnya = 96500 Coulomb/mol dan E ialah gaya elektromotif dari sel. Bila reaksi berlangsung dalam satuan konsentrasi, untuk larutan konsentrasinya = 1 molar dan untuk gas tekanannya = 1 atmosfir dan suhu 25° C atau 298 Kelvin maka E adalah potensial sel standar atau Eo (sel) dan G adalah energi bebas standar atau Go.

Jadi DGo = - n F Eo (sel)

Mengingat 1 Volt-Faraday sama dengan 23,06 kilo kalori (kkal) maka perubahan energi bebas adalah sama dengan – nE x 23,06 kkal.

DGo = -23,06 n Eo (sel) kkal

Perubahan energi bebas dalam reaksi yang dipengaruhi oleh suhu dinyatakan dengan rumus :

DG = DGo + RT In Q

Dalam system reaksi yang berada dalam keadaan kesetimbangan tidak terdapat perpindahan electron, karena itu G = 0 dan Q = K (konstanta kesetimbangan) Dengan demikian :

DGo = RT In K

DGo = -2,303 RT log K

Untuk kesetimbangan larutan K adalah Kc sedangkan untuk kesetimbangan gas K adalah Kp.

Dengan demikian : - n F Eo = -2,303 RT log K

Jadi : Eo = (-2,303 volt RT / nF) x log K

(Ingat : faraday = 96500 Coulomb/mol e – ; 1 Volt = 1 Joule/Coulomb) dengan mensubstitusikan F = 96500 Joule (Volt x mol e – ), R = 8,317 Joule/(mol e – x Kelvin) dan T = 298 Kelvin, maka persamaan dapat disederhanakan menjadi :

Eo = 0,0592 volt / n x log K

Sekarang marilah kita coba menghitung berapakah harga konstanta kesetimbangan reaksi Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu.

Dari percobaan sel Galvani kita peroleh harga potensial sel = +1,10 Volt dan n = 2 (ingat dalam reaksi tersebut 2 elektron dilepaskan dan diterima).

1,10 Volt = (0,0592 Volt/2) x log K

K = 2 x 1037

Melihat besarnya harga konstanta kesetimbangan ini maka reaksi antara Zn dan CuSO4 akan berlangsung secara spontan.

g. Pengaruh Konsentrasi Terhadap Sel Potensial

Penggunaan Eo dari daftar, untuk sel :

Cu/Cu2+ (1 M) çç Ag+ (1 M)/Ag

Kita peroleh harga potensial sel atau Eo sel = +0,7991 – (+0,337) = +0,462 Volt.

Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut :

2Ag+ + Cu(p) ® 2Ag(p) + Cu2+ Eo sel = +0,426 Volt

Harga Eo sel menunjukkan bahwa reaksi berlangsung secara spontan. Bila harga Eo sel negatif maka reaksi sebaliknyalah yang berlangsung secara spontan. Besarnya kalor yang dibebaskan dalam reaksi itu dapat dihitung sebagai berikut :

DGo untuk reaksi pada 298 Kelvin = - n x 23,06 x Eo sel kkal

= - 2 x 23,06 x 0,462 kkal

= - 21,31 kkal

n = 2 berasal dari jumlah electron yang dilepaskan oleh 1 mol logam Cu menjadi 1 mol ion Cu2+. Karena itu jumlah kalor yang dibebaskan tersebut berasal dari 1 mol logam Cu. Dengan demikian bila koefisien dikalikan dengan 3 mol Cu yang reaksikan dengan 6 mol Ag+ maka jumlah kalor yang dibebaskan menjadi 3 kali lipat yaitu 3 x –21,31 kkal = - 63,93 kkal.

Perlu diperhatikan bahwa biarpun jumlah kalor yang dibebaskan 3 kali lipat, tetapi besarnya harga potensial selnya akan tetap yaitu 0,462 Volt. Perhitungan potensial sel di atas berlaku bila konsentrasi larutan dalam anoda dan katoda berada dalam keadaan standar yaitu 1 Molar. Bagaimana menghitung potensial sel bila konsentrasi larutan tidak berada dalam keadaan standar ?

Untuk ini kita dapat menggunakan rumus :

E sel =  E o sel - (0,0592/2) log [(hasil)/(reaktan)]

Dengan menggunakan rumus ini, kita dapat menentukan :

a. Potensial sel

b. Konsentrasi suatu larutan

c. pH larutan

Contoh Soal :

Penentuan Potensial Sel

Bila diagram sel suatu sel elektrokimia yang berlangsung pada suhu 25°C adalah Zn/Zn2+ (0,1 M) çç Cu2+ (0,4 M)/Cu dan diketahui sel standar = +1,10 Volt. Berapakah potensial sel dari sel tersebut ?

Jawaban :

Pertama tulislah reaksi redoksnya :

Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu

     (-2e)

        (+2e)

Dari reaksi di atas dapat kita amati bahwa ada 2 elektron yang dilepaskan dan diterima. Jadi n = 2. Dengan menggunakan rumus :

E sel =  E o sel - (0,0592/2) log [ Zn2+ / Cu2+ ]

diperoleh :

E(sel) =  1,10  - (0,0592/2) log [ 0,1/ 0,4]

= 1,10 – (0,0296 x – log 4)

= 1,10 – (0,0296 x – 0,6020)

= 1,10 + 0,0178192

= 1,12 (dibulatkan)

Jadi potensial sel = +1,12 Volt