Potensial E lektroda S tandar

1. Potensial Elektroda Standar • Potensial Elektroda Standar merupakan potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda) dan biasanya ditulis dalam setengah reaksi reduksi. • Bentuk teroksidasi + ne  bentuk tereduksi Eo1/2 sel • Eosel = Eokatoda - Eoanoda

2. Elektroda Hidrogen Standar(Eo H2) E° H2 diukur pada 25° C, 1 atm dan {H+} = 1 molar yaitu sebagai berikut: • 2H+(aq, 1 M) + 2e  H2(g, 1 atm) Eorujukan = 0 volt • H2(g, 1 atm)  2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan = 0 volt E° H2 biasa digunakan untuk menentukan potensial elektroda standar zat lainnya. • Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0 • Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0

3. 5. REAKSI REDOKS Pengertian Reduksi Reduksi adalah reaksi penerimaan elektronatau penurunan bilangan oksidasi. Contoh reaksi reduksi: Reduksi Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) 0 +2

4. REAKSI REDOKS ( 2 ) 0 +2 • Pengertian Oksidasi Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi. Contoh reaksi oksidasi: Oksidasi Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e

5. REAKSI REDOKS ( 3 ) Reaksi redoks adalah reaksi yang di dalamnya terjadi serah terima elektron antarzat. Contoh reaksi redoks: Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)

6. Reaksi Autoredoks Reaksi autoredoks atau reaksi disproporsionasi adalah reaksi ketika suatu zat mengalami reaksi reduksi dan reaksi oksidasi secara serentak.

7. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Setengah Reaksi Tahapan: • Tulis secara terpisah persamaan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi • Setarakan unsur yang mengalami redoks • Tambahkan molekul H2O pada • Ruas yang kekurangan O (jika reaksi berlangsung dalam suasana asam) • Ruas yang kelebihan O (jika reaksi berlangsung dalam suasana basa)

8. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Setengah Reaksi ( 2) Setarakan atom hidrogen dengan ion H+ pada suasana asam atau dengan ion OH- pada suasana basa Setarakan muatan pada kedua ruas dengan menambahkan elektron Jumlahkan kedua persamaan setengah reksi tersebut dengan menyetarakan lebih dahulu jumlah elektronnya

9. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Perubahan Bilangan Oksidasi Setarakan jumlah unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi Tentukan bilangan oksidasi unsur-unsur tersebut dan perubahannya Setarakan jumlah kedua perubahan bilangan oksidasi tersebut Hitung jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan Jika muatan di ruas kiri lebih negatif, tambahkan ion H+ (berarti, suasana asam). Jika muatan di sebelah kiri lebih positif, tambahkan ion OH- (berarti, suasana basa). Tambahkan H2O di ruas kanan untuk menyetarakan jumlah atom hidrogen

10. Reduktor dan Oksidator • Zat pengoksidasi (oksidator) adalah spesies yang melakukan oksidasi, mengambil elektron dari zat yang teroksidasi. • Zat pereduksi (reduktor) adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan elektron kepada zat yang tereduksi.

11. Kekuatan Relatif Oksidator dan Reduktor • Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi) 2H+ (aq, 1 M) + 2e  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

12. Langkah-Langkah Penulisan Reaksi Elektrokimia: 1. Tulis setengah reaksi untuk sisi kanan elektroda dengan elektron pada sisi kiri. 2. Tulis setengah reaksi dan potensial standar untuk sisi kiri elektroda dengan cara yang sama. 3. Jika perlu, kalikan salah satu atau kedua persamaan dengan bilangan-bilangan yang sesuai sehingga jumlah dari elektron-elektron adalah sama dalam kedua persamaan. Di sini kita akan mengalikan setengah reaksi. Di sini kita akan mengalikan setengah reaksi perak dengan 2 4. Kurangkan sisi kiri setengah-reaksi dari kanan. Juga kurangkan potensial-potensial standar 5. Tanda EoSel adalah sama seperti polaritas dari sisi kanan elektroda. Disini kalium adalah negatif, dan perak positif 6. Tanda Eosel juga memberitahukan arah reaksi spontan. Jika positif, arah ke kanan. Jika negatif arah ke kiri.

13. 6. Termodinamika Sel Elektrokimia Kenyataannya sel yang biasa digunakan sehari-hari tidak bersifat reversibel karena adanya sejumlah besar arus listrik yang bergerak melalui sel • Energi bebas Gibbs hanya dapat diukur jika sel bersifat reversibel • sehingga |∆ G | = W maksimal

14. Termodinamika Sel Elektrokimia (2) W listrik = - n FE sel ∆ G = - n F Esel Dimana “W” energi listrik Ket: n = jumlah ekuivalen reaktan yang di ubah menjadi produk F = muatan yang sebanding dengan jumlah mol elektron Esel = GGL sel Sehingga dapat disubstitusikan

15. Termodinamika Sel Elektrokimia (3) ∆ Gº = - n F Eºsel • Bila reaktan dan produk dalam keadaan standar, maka • Perubahan energi bebas / kerja yang dilakukan dengan memberikan bilangan elektron Avogadro melalui sebuah voltase E adalah (Ne)E, dimana N= bil. Avogadro dan e = muatan elektron. Produk Ne adalah 96.500=1 Faraday F

16. Entropi dan Entalpi • Entalpi adalah kandungan kalor  sistem dalam tekanan tetap, perubahan  ∆H bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm. • Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari  keadaan lain. • Entrpoi sangat berhubungan dengan hkm termodinamika ke–2 ∆S > 0 (sistem terisolas)

17. Hubungan Antara Entropi dan Perubahan Energi GIBBS • Proses yang secara termodinamikaireversibel  akan menghasilkan entropi.  Entropi berkaitan dengan ketidakteraturan sistem dalam termodinamika statistik, menurut persamaan: S = k ln W Catatan : “k” adalah tetapan Boltzmann “W” adalah jumlah susunan atom

18. Hubungan Antara Entropi dan Perubahan Energi GIBBS (2) • Energi bebas Gibbs Kuantitas ini didefinisikan dengan: ∆G = ∆H – T∆S • Reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi pada suhu dan tekanan tetap negatif. Perubahan energi bebas Gibbs standar berhubungan dengan tetapan kesetimbangan reaksi A = B melalui: ∆ G0 = -RT ln K • K bernilai lebih besar dari 1 bila ∆G0 negatif, dan reaksi berlangsung spontan ke kanan.

19. 7. Persamaan Nernst • Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan

20. 7. Persamaan Nernst Persamaan Nernst Persamaan Nernst non standar

21. SekiandanTerimaKasih

22. Pertanyaan 1 • Bahan yang digunakan untuk meyumbat ujung-ujung pipa pada jembatan garam Jawab Jembatan garam merupakan pipa berbentuk U yang di dalamnya diisi dengan larutan yang mengandung garam, dan pada ujung-ujung pipa U ( penyumbatnya berupa agar-agar ). Agar-agar digunakan agar larutan yang terdapat di dalam pipa U tidak bercampu dengan larutan di bagian anode dan katode.

23. Pertanyaan 2 • Mengapa pada gambar sel galvanik ( pada slide ke-4 ), Na+ tidak emgalir ke arah anode melainkan katode, begitu juga sebaliknya pada zat SO4 ( 2-) tidak mengalir ke arah anode melainkan ke katode Jawab: Elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation akan direduksi dengan menerima elektron yang mengalir ke elektroda.