Andaikan kita mengukur perbedaan potensial V antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir. Nilai limit atau perbedaan potensial bila arus listriknya nol disebut dengan gaya gerak listrik (potensial) sel.
Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatir larutan elektrolit. Untuk sel Daniell, potensial pada 25 C° adalah 1,10 V ketika konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama.
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).
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.
Gambar 10.3 Potensial elektroda standar. 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 +0,337 V.
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.
Berdasarkan conth 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
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.
c. Persamaan Nernst
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
Cr2O72- + 14H+ + 6e-–> 2Cr3+ + 7H2O (Eθ = 1,29 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.
By : Joko Akhiriyanto
Read more...
Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatir larutan elektrolit. Untuk sel Daniell, potensial pada 25 C° adalah 1,10 V ketika konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama.
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).
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.
Gambar 10.3 Potensial elektroda standar. 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 +0,337 V.
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.
Berdasarkan conth 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
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.
c. Persamaan Nernst
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
Cr2O72- + 14H+ + 6e-–> 2Cr3+ + 7H2O (Eθ = 1,29 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.
By : Joko Akhiriyanto
