Potensial sel, Potensial Elektrode dan Latihan Soalnya

A. POTENSIAL SEL

Dari rangkaian pada Gambar dapat diketahui, elektron hanya mengalir dari elektrode Zn melalui kawat konduktor menuju elektrode Cu. Dari hal ini dapat disimpulkan elektrode Zn lebih mudah melepas elektron dibanding elektrode Cu. Artinya seng lebih mudah teroksidasi dibanding tembaga.

Perbedaan inilah yang menyebabkan timbulnya arus listrik di dalam sel sebagai hasil dari gerakan elektron-elektron dari kedua elektrode melalui kawat konduktor. Gaya yang menggerakan aliran elektron tersebut Gaya Geraks Listrik (GGL) yang diukur dalam satuan volt menggunakan voltmeter.

Gaya gerak listrik yang dihasilkan oleh kedua elektrode dalam dengan larutan ionnya pada sel gavani dikenal sebagai potensial sel (E_sel). Potensial sel tergantung pada konsentrasi ion-ion yang dalam masing-masing setengah sel, temperatur dan tekanan parsial gas.

Oleh sebab itu, potensial sel yang dihasilkan oleh dua buah elektrode pada suhu 25°C, tekanan 1 atm dan konsentrasi ion masing-masing setengah sel 1M disebut potensial sel standar (E°_sel).

Terdapat beberapa rumus yang digunakan untuk menghitung potensial sel dalam sel volta walaupun sebenarnya adalah sama.

Beberapa rumus tersebut sebagai berikut.

E°sel  = E°reduksi – E°oksidasi  = E°katode – E°anode  = E°besar – E°kecil

dimana:

E_k   = potensial elektrode untuk setengah sel di katoda

E_a    = potensial elektrode untuk setengah sel di anoda

E_sel = E_k + E_a digunakan apabila potensial reduksi ditulis dalam bentuk potensial oksidasi

E_sel = E_k – E_a digunakan apabila masih tetap menggunakan potensial reduksi baik pada anoda maupun katoda

B. POTENSIAL ELEKTRODE STANDAR

Secara eksperimen yang dapat diukur adalah potensial sel, bukan potensial elektroda. Harga potensial sel yang diperoleh merupakan penjumlahan potensial dari dua elektrode dengan larutan ionnya pada masing-masing setengah sel. Walaupun demikian potensial satu setengah sel (satu elektroda dengan larutan ionnya) tidak dapat diukur.

Oleh karena itu, untuk mendapatkan potensial elektroda, diperlukan elektroda pembanding yang bertindak sebagai elektrode standar. Saat ini hidrogen yang digunakan sebagai elektroda standar yang disebut elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode) dan ditetapkan mempunyai potensial 0,00 volt. Semua potensial elektroda kemudian dihitung berdasarkan pada skala hidrogen ini.

Elektroda hidrogen standar terdiri dari sebuah lembaran platina yang dibungkus menggunakan serbuk platina hitam dengan cara elektrolisis. Elektroda ini dibenamkan ke dalam larutan asam klorida 1M, dalam praktek diperoleh dengan cara melarutkan 1,184 mol hidrogen klorida dalam 1000 g air.

Setelah itu, pada tekananan tertentu gas hidrogen dialirkan melalui elektroda platina tersebut. Fungsi platina pada elektroda hidrogen yaitu sebagai penghubung logam inert dengan sistem H₂│H⁺ dan sebagai tempat gas H₂ teradsorbsi. Berikut reaksi kesetimbangan yang terjadi:

2H⁺(aq) + 2e  ⟷  H₂(g)

Perbandingan potensial elektrode suatu logam dengan potensial elektrode standar hidrogen disebut potensial elektrode (E).

Jika perbandingan elektrode suatu logam dengan potensial elektrode  standar hidrogen dilakukan pada suhu 25 °C, tekanan gas 1 atm dan konsentrasi ion-ion 1 M disebut potensial elektrode standar (E°).

Karena merupakan perbandingan nilai, maka potensial elektroda standar suatu logam bukan suatu nilai mutlak, melainkan relatif terhadap elektroda hidrogen.

Ketika elektroda hidrogen standar dipasangkan dengan elektroda lain membentuk sebuah sel, reaksi setengah sel dari elektroda hidrogen dapat berupa reaksi oksidasi atau reduksi tergantung pada potensial elektroda yang dipasangkan.

Jika potensial elektroda yang dipasangkan lebih besar dari potensial elektroda hidrogen, maka elektrode hidrogen mengalami reaksi oksidasi, sehingga diperoleh E°sel negatif. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

H₂(g) ⟶  2H⁺(aq) + 2e

Sebaliknya jika potensial elektroda yang dipasangkan lebih kecil dari 0,00 volt maka elektroda hidrogen mengalami reaksi reduksi, sehingga diperoleh E°sel positif. Berikut persamaan reaksinya.

2H⁺(aq) + 2e  ⟶ H₂(g)

Harga potensial potensial elektroda standar dari beberapa logam yang ditulis dalam reaksi reduksi dilihat pada gambar berikut ini.

Gambar Tabel Reduksi beberapa logam yang ditulis dalam reaksi reduksi

CONTOH SOAL MENENTUKAN POTENSIAL ELEKTRODE STANDAR

Hitunglah potensial elektrode Cu yang dihubungkan dengan elektrode hidrogen pada keadaan standar jika voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt.

Penyelesaian

Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi:

Katode: Cu²⁺(aq) + 2e ⟶ Cu(s)

Anode: H₂(g) ⟶ 2H⁺(aq)

Nilai GGL sel:

E°sel = E°katoda – E°anoda

0,34 V = E⁰Cu - E⁰H₂

0,34 V = E⁰Cu – 0,00

E⁰Cu  = 0,34 V

Jadi, potensial reduksi standar untuk elektrode Cu adalah 0,34 volt.

C. POTENSIAL REDUKSI DAN POTENSIAL OKSIDASI

Pada penentuan potensial elektroda, elektroda yang akan dibandingkan dengan potensial standar hidrogen selalu ditempatkan di katoda. Katoda merupakan tempat berlangsungnya reaksi reduksi. Karena hal ini, potensial standar elektrode suatu logam sering disebut sebagai potensial reduksi.

Potensial reduksi dapat dikatakan sebagai potensial oksidasi tetapi memiliki tanda yang berlawanan. Misalnya potensial reduksi Au = +1,50 volt maka ptensial oksidasi Au = -1,50 volt.

Au³⁺ + 3e ⟶ Au    E⁰_reduksi = +150 volt

Au ⟶ Au³⁺ + 3e    E⁰_oksidasi = -1,50 volt

Potensial reduksi Au adalah +1,50 volt artinya untuk mereduksi 1 mol ion Au³⁺ menjadi 1 mol logam Au diperlukan arus listrik sebesar 1,50 volt.

Sebaliknya potensial oksidasi Au adalah -1,50 volt artinya oksidasi 1 mol logam Au menjadi 1 mol ion Au³⁺ menghasilkan arus listrik sebesar 1,50 volt.

D. POTENSIAL REAKSI REDOKS

Potensial sel sering juga disebut sebagai potensial redoks (E°redoks) dapat digunakan untuk meramal atau menentukan suatu reaksi redoks berlangsung atau tidak. Reaksi redoks berlangsung jika potensial sel (E°sel) atau potensial redoks (E°redoks) bernilai positif.

CONTOH SOAL 1

Diketahui potensial reduksi standar beberapa elektroda sebagai berikut.

Cu²⁺ + 2e ⟶ Cu   E°Cu = + 0,31 volt

Zn²⁺ + 2e ⟶ Zn E°Zn = -0,76 volt

Dari dua reaksi berikut, reaksi manakah yang berlangsung secara spontan

1.     Zn(s) + Cu²⁺(aq) ⟶ Zn²⁺(aq) + Cu(s)

2.     Zn²⁺(aq) + Cu(s) ⟶ Zn(s) + Cu²⁺(aq)

PEMBAHASAN

REAKSI PERTAMA

Reaksi  Zn(s) + Cu²⁺(aq) ⟶ Zn²⁺(aq) + Cu(s)

pada reaksi di atas Zn mengalami reaksi oksidasi sedangkan Cu mengalami reaksi reduksi. Oleh sebab itu, Zn ditulis sebagai setengah reaksi oksidasi sedangkan Cu ditulis sebagai setengah reaksi reduksi, lalu jumlahkan potensial elektrodenya untuk memperoleh potensial sel (E°sel).

          Oksidasi : Zn + 2e ⟶ Zn²⁺                E°_Zn = -0,76 volt

Reduksi : Cu²⁺ + 2e ⟶ Cu                E°_Cu = + 0,31 volt

          Redoks : Zn + Cu²⁺ ⟶ Cu + Zn²⁺     E°_sel = + 1,10 volt

Potensial sel dapat juga dihitung menggunakan rumus sebagai berikut.

E°redoks = E°katoda - E°anoda

= E°_Cu - E°_Zn

= +0,34 volt – (-0,76 volt)

= + 1,10 volt

Karena potensial sel (E°sel) atau potensial redoks (E°_redoks) yang dihasilkan positif maka reaksi redoks di atas dapat berlangsung secara spontan.

REAKSI KEDUA

Reaksi  Zn²⁺(aq) + Cu(s) ⟶ Zn(s) + Cu²⁺(aq)

Pada reaksi di atas Zn mengalami reaksi reduksi sedangkan Cu mengalami reaksi oksidasi, sehingga E0sel yang dapat dihitung sebagai berikut.

Reduksi : Zn²⁺ + 2e ⟶ Zn                                E° = -0,76 volt

Oksidasi : Cu ⟶ Cu²⁺ + 2e                              E° = -0,34 volt

Redoks : Zn²⁺(aq) + Cu(s) ⟶ Zn(s) + Cu²⁺(aq)          E°_redoks = -1,1 volt

Reaksi redoks di atas tidak dapat berlangsung secara spontan karena potensial sel (E°_sel) atau potensial redoks (E°_redoks) yang dihasilkan bernilai negatif.

CONTOH SOAL 2

Diketahui:

Cu²⁺(aq) + 2 e^– ⟶ Cu(s)   E° = + 0,34 V

Zn²⁺(aq) + 2 e^– ⟶ Zn(s)   E° = – 0,76 V

Tentukan potensial sel (E°sel) dari kedua elektrode tersebut!

PENYELESAIAN

Karena potensial elektrode Zn lebih negatif, maka Zn harus melakukan oksidasi dan bertindak sebagai anode.

Katode : Cu²⁺ + 2 e^– ⟶ Cu (s)   E° = + 0,34 V

Anode : Zn (s) ⟶ Zn²⁺(aq) + 2 e^–    E° = + 0,76 V

              Cu²⁺ + Zn ⟶ Cu + Zn²⁺    E° sel = +1,10 V

CONTOH SOAL 3

Diketahui 

Ca²⁺(aq) + 2e ⟶ Ca(s)  E° = -2,87 volt

Ag⁺(aq) + e ⟶ Ag(s)      E° = +0,80 volt

Apakah reaksi berikut : Ca²⁺(aq) + 2Ag⁺(aq) ⟶ Ca(s) + 2Ag(aq)  dapat berlangsung spontan?

PENYELESAIAN

Esel = E° katoda – E°anoda

= E°Ca – E°Ag

= -2,87 – (0,80)

= -3,67 volt

Esel < 0 (negatif), berarti reaksi tersebut tidak dapat berlangsung spontan.

CONTOH SOAL 4

Diketahui harga potensial reduksi standar beberapa elektrolit sebagai berikut.

Zn²⁺ + 2 e^– ⟶ Zn    E° = 0,76 volt

Pb + 2 e^– ⟶ Pb    E° = –0,13 volt

Ba²⁺ + 2 e^– ⟶ Ba   E° = –2,9 volt

Mn²⁺ + 2 e^– ⟶ Mn   E° = –1,03 volt

Berdasarkan harga E° tersebut, apakah reaksi berikut ini dapat berlangsung?

1. Pb + Zn²⁺ ⟶ Pb²⁺ + Zn

2. Ba + Pb²⁺ ⟶ Ba²⁺ + Pb

PENYELESAIAN

1. E°sel = E°red – E°oks

= –76 volt – 0,13 volt

= –0,89 volt (reaksi tidak dapat berlangsung)

2. E°sel = E°red – E°oks

= –0,13 – (–2,9)

= +2,77 volt (reaksi dapat berlangsung)

CONTOH SOAL 5

Diketahui:

Fe²⁺ + 2 e– ⟶ Fe    E° = –0,44 V

A1³⁺ + 3 e– ⟶ Al    E° = –1,66 V

a. Tentukan E°sel dari elektrode A1 dan Fe!

b. Tentukan katode dan anode!

c. Bagaimana reaksi sel?

d. Tentukan elektrode yang bertambah dan elektrode yang berkurang!

e. Tentukan larutan ion yang makin pekat dan larutan ion yang makin encer!

PENYELESAIAN

E° lebih positif/lebih besar (E°(+)) = E°Fe

E° lebih negatif/lebih kecil (E°(–)) = E°Al

a. Esel = E° (+) – E° (–)

= E°Fe – E°Al

= (–0,44) – (–1,66)

= + 1,22 V

b. Katode = E° (+) = besi

Anode = E° (–) = aluminium

c. Reaksi sel

Reaksi reduksi untuk E°(+), yaitu untuk Fe dan reaksi oksidasi untuk E°(–), yaitu untuk Al.

Fe²⁺ + 2 e– → Fe ⇒ × 3

Al ⟶ A1³⁺ + 3 e– ⇒ × 2

3 Fe²⁺ + 2 Al ⟶ 3 Fe + 2 Al³⁺

d. Elektrode yang bertambah pada hasil reaksi, yaitu Fe.

Elektrode yang berkurang pada pereaksi, yaitu Al.

e. Larutan ion yang makin pekat pada hasil reaksi, yaitu ion A1³⁺.

Larutan ion yang makin encer pada pereaksi, yaitu ion Fe²⁺.

CONTOH SOAL 6

Diketahui:

E° Ag⁺/Ag = + 0,80 V

E° Cu²⁺/Cu = + 0,34 V

E° Pb²⁺/Pb = – 0,13 V

E° Fe²⁺/Fe = – 0,44 V

E° Zn²⁺/Zn = – 0,76 V

Manakah dari reaksi sel berikut yang mempunyai potensial sel terbesar?

A. Pb²⁺│Pb ║  Zn│Zn²⁺

B. Cu²⁺│Cu ║ Fe│Fe²⁺

C. Ag⁺│Ag ║ Fe│Fe²⁺

D. Ag⁺│Ag ║ Zn│Zn²⁺

E. Fe²⁺│Fe ║ Zn│Zn²⁺

PENYELESAIAN

Potensial terbesar terjadi dari potensial reduksi paling positif (Eº Ag) dengan potensial reduksi paling negatif (E°Zn) serta reaksi Ag harus reduksi dan reaksi Zn harus oksidasi.

E. DERET VOLTA

Penyusunan unsur-unsur berdasarkan deret kereaktifan logam dikenal dengan deret volta. Deret volta menggambarkan urutan kekuatan pendesakan suatu logam terhadap ion logam yang lain. Unsur yang terletak di sebelah kiri hidrogen lebih mudah mengalami oksidasi dibanding yang terletak di sebelah kanan hidrogen.

Logam yang memiliki sifat reduktor lebih kuat akan mendesak ion logam lain yang sifat reduktornya kecil. Adapun unsur-unsur dalam deret volta adalah sebagai berikut.

Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Cr–Fe–Cd–Co–Ni– Sn– Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

Logam di sebelah kiri H memiliki E° negatif, sedangkan di sebelah kanan H memiliki E° positif. Di sebelah kiri H merupakan logam-logam yang aktif, sedangkan di sebelah kanan H merupakan logam-logam mulia. Makin ke kanan sifat reduktor makin lemah, makin ke kiri sifat reduktor makin kuat.

Memperkirakan berlangsungnya suatu reaksi sudah dijelaskan, yaitu dengan menentukan tanda potensial sel. Jika tanda potensial sel positif, maka reaksi berlangsung dan tanda potensial sel negatif, reaksi tidak berlangsung. Dalam perkiraan berikut ini tidak menggunakan perhitungan, tetapi hanya memperkirakan dari unsur-unsur yang terdapat dalam deret volta.

Unsur-unsur dalam deret volta hanya mampu mereduksi unsur-unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi unsur-unsur di sebelah kirinya. Oleh sebab itu, deret volta dapat digunakan untuk memperkirakan berlangsug atau tidaknya suatu reaksi.

Reaksi perkiraan:

L(s) + M⁺(aq) ⟶ L⁺(aq) + M(s)

Reaksi ini berlangsung dengan syarat logam L terletak di sebelah kiri dari logam M. Reaksi ini disebut juga reaksi pendesakan dalam deret volta dengan pengertian logam L yang bebas (atomik) di sebelah kiri mendesak logam M yang terikat (bentuk ion/garam) di sebelah kanan. Logam L yang mendesak lebih aktif dibanding logam M yang didesak.

Contoh reaksi berlangsung:

Mg(s) + Zn²⁺(aq) ⟶ Mg²⁺(aq) + Zn(s)

Ni(s) + Pb(NO₃)₂(aq) ⟶ Ni(NO₃)₂(aq) + Pb(s)

Fe(s) + 2Ag⁺(aq) ⟶ Fe²⁺(aq) + 2Ag(s)

NiSO₄(aq) + Zn(s) ⟶ Ni(s) + ZnSO₄(aq)

Cu²⁺(aq) + Ca(s) ⟶ Cu(s) + Ca²⁺(aq)

Perhatikan logam bebas (atomik) mendesak logam terikat (bentuk ion/garam). Dalam deret volta semua logam bebas berada di sebelah kiri logam terikat. Jika kelima contoh reaksi di atas dihitung potensial selnya, maka akan bertanda positif.

Contoh reaksi tidak berlangsung:

Ni(s) + Zn²⁺(aq) ⟶ tidak terjadi reaksi

2 Ag(s) + FeSO₄(aq) ⟶ tidak terjadi reaksi

Pb(s) + MnSO₄(aq) ⟶ tidak terjadi reaksi

Ni²⁺(aq) + Cu(s) ⟶ tidak terjadi reaksi

ZnSO₄(aq) + Sn(s) ⟶ tidak terjadi reaksi

Perhatikan logam bebas (atomik) berada di sebelah kanan logam terikat (bentuk ion/garam) dalam deret volta. Berarti kelima reaksi di atas tidak berlangsung (tidak terjadi reaksi). Jika dihitung potensial sel, maka akan berharga negatif.