Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan SelVoltaDalam tulisan ini, kita akan mempelajari dasar-dasar reaksi redoks, mempelajari cara menyetarakan reaksi redoks dengan metode perubahan bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi, serta mempelajari seluk-beluk tentang sel volta dan aplikasinya dalam kehidupan sehari-hari.Reaksi Redoksadalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaituoksidasi (kehilangan elektron)danreduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksioksidasisama dengan elektron yang diperoleh pada reaksireduksi. Masing-masing reaksi (oksidasidanreduksi) disebutreaksi paruh(setengah reaksi), sebab diperlukan duasetengah reaksiini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebutreaksi redoks.Ada tiga definisi yang dapat digunakan untukoksidasi, yaitukehilangan elektron,memperoleh oksigen, ataukehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisikehilangan elektron. Sementara definisi lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran.Oksidasiadalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :K > K++ eKetika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telahteroksidasimenjadi kation Kalium.Seperti halnyaoksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskanreduksi, yaitumemperoleh elektron,kehilangan oksigen, ataumemperoleh hidrogen.Reduksisering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :Ag++ e> AgKetika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telahtereduksimenjadi logam perak.Baikoksidasimaupunreduksitidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :Zn(s)+ CuSO4(aq)> ZnSO4(aq)+ Cu(s)Zn(s)+ Cu2+(aq)> Zn2+(aq)+ Cu(s)(persamaan ion bersih)Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas duareaksi paruh:Zn(s)> Zn2+(aq)+ 2eCu2+(aq)+ 2e> Cu(s)Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam sengteroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebutzat pengoksidasi (oksidator).Oksidatormenerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi.Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebutzat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini,reduktornyaadalah logam seng. Dengan demikian,oksidator adalah spesies yang tereduksidanreduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baikoksidatormaupunreduktorberada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks.Elektrokimiaadalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proseselektrokimiamelibatkanreaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasielektrokimiadapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitusel voltadansel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks.Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan mengembangkan dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu metode disebutmetode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebutmetode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buahreaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan.Berikut ini penjelasan sekilas tentang metodesetengah reaksi:persamaan redoks yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya.Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan redoks berikut :Fe2+(aq)+ Cr2O72-(aq)> Fe3+(aq)+ Cr3+(aq)1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhanFe2++ Cr2O72-> Fe3++ Cr3+2. Membagi reaksi menjadi duareaksi paruhFe2+> Fe3+Cr2O72-> Cr3+3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masingsetengah reaksi;dalam suasana asam, tambahkan H2O untuk menyetarakan atom O dan H+untuk menyetarakan atom HFe2+> Fe3++ e6 e+ 14 H++ Cr2O72-> 2 Cr3++ 7 H2O4. Menjumlahkan keduasetengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jikaoksidasidanreduksimemiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu6 Fe2+> 6 Fe3++ 6 e (1)6 e+ 14 H++ Cr2O72-> 2 Cr3++ 7 H2O (2)6 Fe2++ 14 H++ Cr2O72-> 6 Fe3++ 2 Cr3++ 7 H2O [(1) + (2)]5. Mengecek kembali dan yakin bahwa kedua ruas memiliki jenis atom dan jumlah atom yang sama, serta memiliki muatan yang sama pada kedua ruas persamaan reaksiUntuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OHdalam jumlah yang sama dengan ion H+pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H+. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :6 Fe2++ 14 H++14 OH+Cr2O72-> 6 Fe3++ 2 Cr3++ 7 H2O +14 OH6 Fe2++14 H2O+Cr2O72-> 6 Fe3++ 2 Cr3++ 7 H2O +14 OH6 Fe2++7 H2O+Cr2O72->6 Fe3++ 2 Cr3++14 OHBerikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks :Cu(s)+ HNO3(aq)> Cu(NO3)2(aq)+ NO(g)+ H2O(l)1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ionCu+ H++ NO3> Cu2++ 2 NO3+ NO + H2O2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan duasetengah reaksi(oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasiCu > Cu2+NO3> NO3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogenCu > Cu2+NO3> NO4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan oksigenCu > Cu2+NO3> NO + 2 H2O5. Menyetarakan atom hidrogen dengan menambahkan H+pada ruas yang kekurangan hidrogenCu > Cu2+4 H++ NO3> NO + 2 H2O6. Menyetarakan muatan ion pada setiap ruassetengah reaksidengan menambahkan elektronCu > Cu2++ 2 e3 e+ 4 H++ NO3> NO + 2 H2O7. Menyetarakan kehilangan elektron dengan perolehan elektron antara keduasetengah reaksi3 Cu > 3 Cu2++ 6 e6 e+ 8 H++ 2 NO3> 2 NO + 4 H2O8. Menggabungkan keduareaksi paruhtersebut dan menghilangkan spesi yang sama di kedua sisi;elektron selalu harus dihilangkan (jumlah elektron di kedua sisi harus sama)3 Cu > 3 Cu2++ 6 e.. (1)6 e+ 8 H++ 2 NO3> 2 NO + 4 H2O .. (2)3 Cu + 8 H++ 2 NO3> 3 Cu2++ 2 NO + 4 H2O .. [(1) + (2)]9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke bentuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat3 Cu + 8 H++ 2 NO3+6 NO3> 3 Cu2++ 2 NO + 4 H2O +6 NO33 Cu+ 8 HNO3> 3 Cu(NO3)2+ 2 NO + 4 H2O10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecilMetode lain yang digunakan dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks adalahmetode perubahan bilangan oksidasi (PBO). Saya akan menjelaskan langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks denganmetode PBOmelalu contoh berikut :MnO4(aq)+ C2O42-(aq)> Mn2+(aq)+ CO2(g)1. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsurMnO4+C2O42>Mn2++CO2+7-2 +3-2+2+4-22. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasiMn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +7 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan oksidasi () sebesar 5C mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +3 menjadi +4; besarnya perubahan bilangan okisdasi () sebesar 13. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi () dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasiMn : = 5 x 1 = 5C : = 1 x 2 = 24. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruasMnO4+ C2O42-> Mn2++2CO25. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baruMn dikalikan 2 dan C dikalikan 5, sehingga kedua unsur sama, yaitu sebesar 102MnO4+5C2O42->2Mn2++10CO26. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H+16 H++2MnO4+5C2O42->2Mn2++10CO2+8 H2O7. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecilUntuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OHdalam jumlah yang sama dengan ion H+pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H+. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :16 OH+16 H++ 2 MnO4+ 5 C2O42-> 2Mn2++ 10 CO2+ 8 H2O +16 OH16 H2O+ 2 MnO4+ 5 C2O42-> 2Mn2++ 10 CO2+ 8 H2O +16 OH8 H2O+ 2 MnO4+ 5 C2O42-> 2Mn2++ 10 CO2+ 16 OHSelanjutnya, saya akan kembali memberikan sebuah contoh penyelesaian persamaan reaksi redoks denganmetode PBO:MnO(s)+ PbO2(s)+ HNO3(aq)> HMnO4(aq)+ Pb(NO3)2(aq)+ H2O(l)1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ionMnO + PbO2+ H++ NO3> H++ MnO4+ Pb2++ 2 NO3+ H2O2. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsurMnO +PbO2+ H++ NO3> H++MnO4+Pb2++ 2 NO3+ H2O+2-2+4-2 + 1 +5 -2 +1+7-2+2+5 -2 +1 -23. Menuliskan kembali semua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi; ion pengamat tidak disertakanMnO + PbO2>MnO4+ Pb2++2-2+4-2+7-2+24. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasiMn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +2 menjadi +7; besarnya perubahan bilangan oksidasi () sebesar 5Pb mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +4 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan okisdasi () sebesar 25. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi () dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasiMn : = 5 x 1 = 5Pb : = 2 x 1 = 26. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruasMnO + PbO2> MnO4+ Pb2+7. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baruMn dikalikan 2 dan Pb dikalikan 5, sehingga kedua unsur sama, yaitu sebesar 102MnO + 5PbO2>2MnO4+ 5Pb2+8. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H+8 H++2MnO + 5PbO2>2MnO4+ 5Pb2++4 H2O9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke be ntuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat10 NO3+2 H++ 8 H++ 2 MnO + 5 PbO2> 2 MnO4+ 5 Pb2++ 4 H2O +2 H++10 NO32 MnO + 5 PbO2+10 HNO3>2 HMnO4+5 Pb(NO3)2+ 4 H2O10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecilPada pembahasan sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa saat sepotong logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, akan terjadi reaksi redoks. Logam seng akan teroksidasi menjadi ion Zn2+, sementara ion Cu2+akan tereduksi menjadi logam tembaga yang menutupi permukaan logam seng. Persamaan untuk reaksi ini adalah sebagai berikut :Zn(s)+ Cu2+(aq)> Zn2+(aq)+ Cu(s)Ini merupakan contohperpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua elektron (menjaditeroksidasi) ke ion Cu2+yang menerima kedua elektron tersebut (mereduksinyamenjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan logam seng.Seandainya keduareaksi paruhtersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam sengteroksidasi, elektron akan dilepaskan dan dialirkan melalui kawat penghantar untuk mencapai ion Cu2+(perpindahan elektron tidak langsung), kita akan mendapatkan sesuatu yang bermanfaat. Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubahenergi kimia(reaksi redoks) menjadiarus listrik(aliran elektron=energi listrik) dikenal denganSel VoltaatauSel Galvani.Salah satu contohsel voltayang sering digunakan para kimiawan adalahSel Daniell.Sel voltaini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu2+untuk menghasilkan listrik.Sel Danielldiberi nama menurut penemunya,John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).PadaSel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebutelektrodayang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron. Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula denganjembatan garam.Jembatan garam, biasanya berupa tabung berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan listriknya tetap netral.Sel Daniellbekerja atas dasar prinsipreaksi redoks. Logam sengteroksidasidan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh ion Cu2+yang mengalamireduksimembentuk logam tembaga. Ion Cu2+dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalamjembatan garamberpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion padajembatan garamberpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn2+tetap bermuatan listrik netral.Elektroda seng disebutanoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksioksidasi. Oleh karenaanodamelepaskan elektron, makaanodakaya akan elektron sehingga diberi tandanegatif(kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebutkatoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksireduksi. Oleh karenakatodamenerima elektron, makakatodakekurangan elektron sehingga diberi tandapositif(kutub positif).Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda (reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut :Anoda (-) : Zn(s)> Zn2+(aq)+ 2e. (1)Katoda (+) : Cu2+(aq)+ 2e> Cu(s). (2)Reaksi Sel : Zn(s)+ Cu2+(aq)> Zn2+(aq)+ Cu(s) [(1) + (2)]Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi darianodamenujukatodadisebabkan olehperbedaan potensial elektrikantara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur denganvoltmeterdan hasilnya berupapotensial standar sel (Esel). Semakin besarperbedaan potensial elektrik, semakin besar pulaarus listrikdanpotensial standar selyang dihasilkan.Reaksi yang terjadi padasel voltadapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitunotasi sel. Sesuai dengan kesepakatan, reaksioksidasidinyatakan di sisi kiri, sementara reaksireduksidinyatakan di sisi kanan.Notasi seluntukSel Danielladalah sebagai berikut :Zn(s)/ Zn2+(aq)// Cu2+(aq)/ Cu(s)Saat konsentrasi ion Cu2+dan Zn2+masing-masing 1 M, terlihat padavoltmeterbahwa besarnyapotensial standar sel (Esel)bagiSel Danielladalah 1,10 V pada suhu 25C. Oleh karenareaksi selmerupakan hasil penjumlahan dari duareaksi setengah sel, makapotensial standar selmerupakan hasil penjumlahan dari duapotensial standar setengah sel. PadaSel Daniell,potensial standar selmerupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahuipotensial standardari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnyapotensial standar sellain yang terbentuk.Potensialyang digunakan dalam pemahasan ini adalahpotensial standar reduksi.Potensial standar reduksimasing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektrodastandar (acuan),yaituelektroda hidrogen standar (SHE =Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H2sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H+sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25C. Sesuai dengan kesepakatan,SHEmemilikipotensial standar reduksi sebesar nol (EredSHE = 0).2 H+(1 M) + 2 e> H2(1 atm) Ered= 0 VSHEdapat digunakan untuk menentukan besarnyapotensial standar reduksi (Ered)elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilaiEredelektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilahDeret Volta(deret kereaktifan logam).Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H+ Cu Ag Hg Pt AuLogam-logam yang terletak di sisikiriH+memilikiEredbertandanegatif. Semakin ke kiri, nilaiEredsemakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalamireduksidan cenderung mengalamioksidasi. Oleh sebab itu, kekuatanreduktorakan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisikananH+memilikiEredbertandapositif. Semakin ke kanan, nilaiEredsemakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalamireduksidan sulit mengalamioksidasi. Oleh sebab itu, kekuatanoksidatorakan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalamireduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalamioksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampumereduksiion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampumengoksidasilogam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuahsel voltadengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam padaderet volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalamsel volta, elektroda Ni berfungsi sebagaikatoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagaianoda. Reaksi yang terjadi padasel voltaadalah sebagai berikut :Katoda (+) : Ni2++ 2 e> Ni . (1)Anoda (-) : Fe > Fe2++ 2 e. (2)Reaksi Sel : Fe + Ni2+> Fe2++ Ni [(1) + (2)]Notasi Sel : Fe / Fe2+// Ni2+/ NiSesuai dengan kesepakatan,potensial sel (Esel)merupakan kombinasi dariEredkatodadanEredanoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :Esel =Ekatoda E anodaPotensial reduksi standar (Ered)masing-masing elektroda dapat dilihat padaTabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilaiEredFeadalah sebesar -0,44 V. Sementara nilaiEredNiadalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilaiEselFe/Niadalah sebagai berikut :Esel= -0,25 (-0,44) = +0,19 VSuatureaksi redoksdapat berlangsungspontanapabila nilaiEselpositif. Reaksi tidak dapat berlangsungspontanapabila nilaiEselnegatif. Reaksi yang dapat berlangsungspontanjustru adalah reaksi kebalikannya.Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antarapotensial sel (Esel)denganpotensial sel standar (Esel)dapat dinyatakan dalampersamaan Nerstberikut ini :E sel =Esel (RT/nF) ln QPada suhu 298 K (25C),persamaan Nerstberubah menjadi sebagai berikut :E sel =Esel (0,0257/n) ln QE sel =Esel (0,0592/n) log QEsel= potensial sel pada keadaan tidak standarEsel= potensial sel pada keadaan standarR = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.KT = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25C atau 298 K]n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoksF = konstanta Faraday = 96500 C/FQ = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktanSelama prosesreaksi redoksberlangsung, elektron akan mengalir darianodamenujukatoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilaiEselakan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya,Esel= 0dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melaluisel volta.Melalui pembahasanpersamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakitsel voltayang tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion yang berbeda. Sel seperti ini dikenal dengan istilahSel Konsentrasi.Sebagai contoh,sel konsentrasidengan elektroda Zn, masing-masing memiliki konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M.Larutan yang relatif pekat akan mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi.Potensial standar sel(Esel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi padasel konsentrasiZn adalah sebagai berikut :Katoda (+) : Zn2+(1,0 M) + 2 e> Zn .. (1)Anoda (-) : Zn > Zn2+(0,1 M) + 2 e.. (2)Reaksi Sel : Zn2+(1,0 M) > Zn2+(0,1 M) .. [(1) + (2)]Notasi Sel : Zn / Zn2+(0,1 M) // Zn2+(1,0 M) / ZnPotensialsel konsentrasidapat diperoleh melaluipersamaan Nerstberikut :E sel =Esel (0,0257/2) ln ([Zn2+] encer / [Zn2+] pekat)E sel =0 (0,0257/2) ln [(0,1] / [1,0])E sel = 0,0296 volt

Potensial sel konsentrasiumumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama,Esel= 0dan aliran elektron terhenti.Aplikasi pengetahuansel voltadapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasisel voltaadalah penggunaanbatu baterai.Bateraiadalahsel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat digunakan sebagai sumber arus listrik.Beberapa jenis baterai yang kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari, antara lain :1. The Dry Cell BatteryDikenal dengan istilahsel Leclancheataubatu baterai kering. Pada batu baterai kering, logam seng berfungsi sebagaianoda.Katodanyaberupa batang grafit yang berada di tengah sel. Terdapat satu lapis mangan dioksida dan karbon hitam mengelilingi batang grafit dan pasta kental yang terbuat dari amonium klorida dan seng (II) klorida yang berfungsi sebagai elektrolit. Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.Reaksi selnya adalah sebagai berikut :Katoda (+) : 2 NH4+(aq)+ 2 MnO2(s)+ 2 e> Mn2O3(s)+ 2 NH3(aq)+ H2O(l) (1)Anoda (-) : Zn(s)> Zn2+(aq)+ 2 e.. (2)Reaksi Sel : 2 NH4+(aq)+ 2 MnO2(s)+ Zn(s)> Mn2O3(s)+ 2 NH3(aq)+ H2O(l)+ Zn2+(aq).. [(1) + (2)]Pada batu baterai kering alkalin (baterai alkalin), amonium klorida yang bersifat asam pada sel kering diganti dengan kalium hidroksida yang bersifat basa (alkalin). Dengan bahan kimia ini, korosi pada bungkus logam seng dapat dikurangi.2. The Mercury BatterySering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri mempunyai struktur menyerupai sel kering. Dalam baterai ini,anodanyaadalah logam seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementarakatodanyaadalah baja (stainless steel cylinder). Elektrolit yang digunakan dalam baterai ini adalah merkuri (II) Oksida, HgO. Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35 volt.Reaksi selnya adalah sebagai berikut :Katoda (+) : HgO(s)+ H2O(l)+ 2 e> Hg(l)+ 2 OH(aq) (1)Anoda (-) : Zn(Hg) + 2 OH(aq)> ZnO(s)+ H2O(l)+ 2 e.. (2)Reaksi sel : Zn(Hg) + HgO(s)> ZnO(s)+ Hg(l) . [(1) + (2)]3. The Lead Storage BatteryDikenal dengan sebutanbaterai mobilatauaki/accu. Baterai penyimpan plumbum (timbal) terdiri dari enam sel yang terhubung secara seri.Anoda pada setiap sel adalah plumbum (Pb), sedangkan katodanya adalah plumbum dioksida (PbO2). Elektroda dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat (H2SO4).Reaksi selnya pada saat pemakaian aki adalah sebagai berikut :Katoda (+) : PbO2(s)+ 4 H+(aq)+ SO42-(aq)+ 2 e> PbSO4(s)+ 2 H2O(l) (1)Anoda (-) : Pb(s)+ SO42-(aq)> PbSO4(s)+ 2 e (2)Reaksi sel : PbO2(s)+ Pb(s)+ 4 H+(aq)+ 2 SO42-(aq)> 2 PbSO4(s)+ 2 H2O(l) . [(1) + (2)]Pada kondisi normal, masing-masing sel menghasilkan potensial sebesar 2 volt. Dengan demikian, sebuah aki dapat menghasilkan potensial sebesar 12 volt. Ketika reaksi diatas terjadi, kedua elektroda menjadi terlapisi oleh padatan plumbum (II) sulfat, PbSO4, dan asam sulfatnya semakin habis.Semua sel galvani menghasilkan listrik sampai semua reaktannya habis, kemudian harus dibuang. Hal ini terjadi pada sel kering dan sel merkuri. Namun, sel aki dapat diisi ulang (rechargeable), sebab reaksi redoksnya dapat dibalik untuk menghasilkan reaktan awalnya. Reaksi yang terjadi saat pengisian aki merupakan kebalikan dari reaksi yang terjadi saat pemakaian aki.4. The Lithium-Ion BatteryDigunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifatportable. Potensial yang dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt.Anodanyaadalah Li dalam grafit, sementarakatodanyaadalah oksida logam transisi (seperti CoO2). Elektrolit yang digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :Katoda (+) : Li+(aq)+ CoO2(s)+ e> LiCoO2(s) . (1)Anoda : Li(s)> Li+(aq)+ e. (2)Reaksi sel : Li(s)+ CoO2(s)> LiCoO2(s) . [(1) + (2)]5. Fuel CellDikenal pula dengan istilahsel bahan bakar. Sebuahsel bahan bakar hidrogen-oksigenyang sederhana tersusun atas dua elektroda inert dan larutan elektrolit, seperti kalium hidroksida. Gelembung gas hidrogen dan oksigen dialirkan pada masing-masing elektroda. Potensial yang dihasilkan adalah sebesar 1,23 volt.Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :Katoda (+) : O2(g)+ 2 H2O(l)+4 e> 4 OH(aq) ..(1)Anoda (-) : 2 H2(g)+ 4 OH(aq)> 4 H2O(l)+ 4 e- (2)Reaksi sel : O2(g)+ 2 H2(g)> 2 H2O(l). [(1) + (2)]Korosiadalah persitiwa teroksidasinya besi membentuk karat besi (Fe2O3.xH2O). Korosi besi disebabkan oleh beberapa faktor, seperti adanya air, gas oksigen, dan asam. Karat besi dapat mengurangi kekuatan besi. Oleh karena itu, korosi besi harus dicegah.Korosi merupakan salah satu reaksi redoks yang tidak diharapkan. Reaksi yang terjadi selama proses korosi adalah sebagai berikut :Katoda (+) : O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e> 2 H2O(l) (1)Anoda (-) : 2 Fe(s)> 2 Fe2+(aq)+ 4 e. (2)Reaksi sel : 2 Fe(s)+ O2(g)+ 4 H+(aq)> 2 Fe2+(aq)+ 2 H2O(l).. [(1) + (2)]Esel= +1,67 voltIon Fe2+akan teroksidasi kembali oleh sejumlah gas oksigen menghasilkan ion Fe3+(karat besi). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :4 Fe2+(aq)+ O2(g)+ (4+2x) H2O(l)> 2 Fe2O3.xH2O(s)+ 8 H+(aq)Untuk melindung logam besi dari proses korosi, beberapa metode proteksi dapat diterapkan, antara lain :1. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan cat2. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan minyak (gemuk)3. Melapisi permukaan logam besi dengan oksida inert (seperti Cr2O3atau Al2O3)4. Proteksi Katodik (Pengorbanan Anoda)Suatu metode proteksi logam besi dengan menggunakan logam-logam yang lebih reaktif dibandingkan besi (logam-logam denganEredlebih kecildari besi), seperti seng dan magnesium. Dengan metode ini, logam-logam yang lebih reaktif tersebut akan teroksidasi, sehingga logam besi terhindar dari peristiwa oksidasi. Oleh karena logam pelindung, dalam hal ini mengorbankan diri untuk melindungi besi, maka logam tersebut harus diganti secara berkala.5. Melapisi permukaan logam besi dengan logam lain yang inert terhadap korosiMetode ini menggunakan logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (logam-logam denganEredlebih besardari besi), seperti timah dan tembaga. Pelapisan secara sempurna logam inert pada permukaan logam besi dapat mencegah kontak besi dengan agen penyebab korosi (air, asam, dan gas oksigen). Akan tetapi, apabila terdapat cacat atau terkelupas (tergores), akan terjadi percepatan korosi.Referensi:Andy. 2009. Pre-College Chemistry.Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.Moore, John T. 2003.Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.