I. Elektroda

I.1 Definisi dan Fungsi Elektroda

Oksidasi dan reduksi diketahui dengan mengukur potensial dari sel

elektrokimia dua dari setengah reaksi. Sebuah sel elektrokimia

terdiri dari dua konduktor yang dinamakan elektroda, dimana tiap-

tiap elektroda tersebut terendam dalam larutan elektrolit. Elektroda

merupakan suatu konduktor listrik yang melakukan kontak dengan

bagian non-logam dari sebuah sirkuit. Larutan yang mengelilingi

elektroda berbeda dan harus dipisahkan agar tidak menyebabkan

reaksi langsung diantara kedua reaktan, salah satu cara yang

paling banyak digunakan untuk memisahkan kedua larutan ini

adalah dengan menggunakan jembatan garam yang menyebabkan

konduksi listrik dari satu larutan elektrolit ke larutan elektrolit

lainnya terjadi dengan dilakukannya migrasi dari ion K pada

jembatan garam ke satu arah dan ion klorida di arah lainnya.

I.2 Sel-Sel Elektrokimia

Terdapat dua jenis sel elektrokimia, yaitu galvani dan elektrolit.

Kedua jenis ini dapat juga diklasifikasikan sebagai reversible dan

irreversible.

Sel galvani atau sel volta menyimpan energy listrik. Baterai

biasanya dibuat dari beberapa sel galvani yang dihubungkan

secara seri untuk memproduksi voltase yang lebih tinggi daripada

nilai voltase yang dapat diproduksi oleh satu sel. Reaksi pada dua

elektroda dalam sel galvani terjadi secara spontan dan

menghasilkan aliran electron dari anoda menuju katoda melewati

suatu konduktor eksternal.

Sel elektrolit memerlukan sumber listrik eksternal agar dapat

bekerja. Sel elektrolit dapat bekerja secara elektrolitik dengan

menghubungkan terminal positif pada sumber potensial eksternal

yang memiliki potensial lebih besar dari 0,412 Volt pada elektroda

perak dan terminal negatif pada elektroda tembaga.

Pada sel irreversible, perubahan arah arus menyebabkan

terjadinya setengah reaksi yang sama sekali berbeda terjadi pada

salah satu atau kedua elektroda. Ketika baterai dialiri oleh

generator atau charger eksternal, baterai tersebut bekerja sebagai

suatu sel elektrolit. Ketika baterai digunakan untuk

mengoperasikan radio, remote control, atau barang-barang

elektronik lainnya, maka baterai tersebut bekerja sebagai sel

galvani.

I.3 Jenis-Jenis Elektroda

Terdapat dua jenis elektroda, yaitu katoda dan anoda.

A. Katoda

Katoda merupakan sel elektroda dimana reaksi reduksi terjadi.

Arus konvensional yang muncul menandakan arah dimana

muatan listrik positif bergerak. Elektron memiliki muatan negatif,

sehingga perpindahan electron kontras dengan aliran arus

konvensional. Meskipun kation bermuatan positif selalu

bergerak ke arah katoda dan anion bermuatan negatif bergerak

ke arah berlawanan, katoda memiliki muatan negatif pada saat

sel bersifat elektrolit, dan saat sel bersifat galvani atau volta,

katoda bersifat positif. Hasil reduksi pada katoda yang banyak

digunakan adalah gas hidrogen atau logam murni dari ion

logam.

B. Anoda

Anoda merupakan sel elektroda dimana reaksi oksidasi terjadi.

Pada anoda, muatan listrik positif mengalir menuju suatu sistem

listrik terpolarisasi. Muatan positif bergerak menuju anoda.

Namun hal ini diperrumit karena arus memindahkan elektron,

dan elektron memiliki muatan negatif. Jadi, muatan positif yang

mengalir menuju anode sama dengan electron yang mengalir

keluar dari anoda.

Pada sel galvani, anoda merupakan elektroda negatif yang

merupakan tempat electron mengalir keluar menuju bagian

eksternal dari sirkuit. Pada bagian internal, kation bermuatan

positif mengalir menjauhi anoda, hal ini disebabkan karena

potensial elektroda relatif pada larutan elektrolit berbeda pada

anoda dan logam katoda/sistem elektrolit. Akan tetapi, pada

bagian luar, electron didorong keluar melalui kontak negatif dan

melalui sirkuit.

I.4 Standard Hydrogen Electrode (SHE)

Agar data potensial elektroda dapat diaplikasikan secara luas dan

berguna, maka diperlukan kesepakatan terhadap suatu elektroda

yang akan digunakan sebagai pembanding terhadap elektroda lain.

Elektroda tersebut harus mudah disusun, eversible, dan mudah

diproduksi. Elektroda hydrogen standar telah digunakan selama

bertahun-tahun sebagai elektroda pembanding tersebut.

Gambar of how it’s constructed

Konduktor logam adalah sebuat pelat platinum yang telah dilapiso

dengan platinum hitam untuk menaikkan luas permukaan

spesifiknya. Elektroda ini dilarutkan pada suatu larutan ion

hydrogen konstan dan larutan ini tetap dibuat jenuh dengan

hydrogen dengan cara menggelembungkan gas pada tekanan

konstam di atas permukaan elektroda. Pada reaksi ini, Platinum

inert.

2H+¿+2e−¿⇌H2( g)¿ ¿

Pada SHE, aktivitas ion hydrogen merupakan sebuah kesatuan

dan tekanan parsial gas 1 atm. Potensial dari SHE sama denhan

0,000 V pada seluruh temperature.

II. Reaksi Reduksi & Oksidasi

Pada suatu reaksi kompleks, basa Lewis memberikan sepasang

elektron kepada asam Lewis. Pada reaksi reduksi-oksidasi, atau

diketahui juga sebagai reaksi redoks, electron tidak digunakan

bersama, melainkan ditransfer dari satu reaktan ke reaktan lainnya.

Hal ini menyebabkan beberapa elemen yang mengalami perubahan

pada tingkat oksidasinya. Elemen yang mengalami pertambahan pada

tingkat oksidasi dinyatakan elemen yang teroksidasi, dan yang

mengalami penurunan pada tingkat oksidasi dinyatakan elemen yang

tereduksi. Sebagai contoh, dibawah ini merupakan reaksi redoks Fe3+

dengan asam oxalic, dimana besi direduksi dari +3 menjadi +2.

2 Fe3+¿ (aq )+H2C2O4 (aq) +2H 2O (l )⇌ 2Fe2+¿ ( aq )+2C O2 (g )+2H 3O+¿ (aq )¿¿ ¿

dimana asam oksalik dioksidasi karena tingkat oksidasi meningkat dari

+3 di H2C2O4 menjadi +4 di Co2.

Reaksi redoks dapat dibagi menjadi setengah-reaksi yang berbeda,

yang disebut sebagai oksidasi dan reduksi.

H 2C 2O 4 (aq )+2H 2O ( l )→2CO2 (g )+2H 3O+¿ (aq)+ 2e−¿¿

Fe3+(aq )+e−→Fe2+(aq)

Reaksi reduksi dan oksidasi selalu berjalan berpasangan. Elemen

yang dioksidasi disebut reduktor, karena elemen tersebut memberikan

electron untuk reduksi pada setengah-reaksinya. Elemen yang

mengalami reduksi disebut oksidator. Dari contoh reaksi di atas, maka

Fe3+ merupakan oksidator dan H2C2O4 merupakan reduktornya.

Produk-produk pada reaksi redoks memiliki sifat-sifat redoks,

contohnya Fe2+ pada contoh reaksi di atas dapat dioksidasi menjadi

Fe3+, dan CO2 dapat direduksi menjadi H2C2O4. Menggunakan

istilah dari teori asam-basa, Fe2+ dapat disebut reduktor kunjugasi dari

oksidator Fe3+ dan CO2 sebagai oksidator konjugasi dari reduktor

C2H2O4.

Posisi setimbang dari suatu reaksi redoks jarang diungkapkan dengan

konstanta setimbang. Karena reaksi redoks melibatkan transfer

electron dari suatu reduktor ke oksidator, maka akan lebih mudah

untuk menghitung termodinamika reaksi electron. Energi bebas G

yang berhubungan dengan memindahkan muatan Q dibawah potensial

V dijabarkan dengan :

G = EQ

Muatan sebanding dengan jumlah electron yg harus dipindah. Pada

reaksi dimana 1 mol reaktan dioksidasi atau direduksi, muatannya

adalah :

Q = nF

Dimana n adalah jumlah mol reaktan dan F adalah konstanta Faraday

(96.485 C/mol). Sehingga erubahan pada energi bebas pada reaksi

redoks adalah :

G = -nFE

dimana G memiliki satuan joule/mol. Tanda minus pada persamaan

disebabkan oleh perbedaan arah pada reaksi. Pada termodinamika,

reaksi terjadi ketika G negatif, dan reaksi redoks terjadi ketika E

positif.

Hubungan antara potensial elektrokimia dan konsentrasi dari reaktan

dan produk dapat ditentukan dgn :

-nFE = -nFEo + TY ln Q

dimana Eo adalah potensial elektrokia pada kondisi normal.

Persamaan diatas kemudian dibagi dengan –nF untuk mendapatkan

persamaan Nernst.

E = Eo = (RT/nF)ln Q

Dengan mensubstitusi nilai R dan F, dengan mengasumsikan

temperature adah 298 K, maka akan didapatkan potensial dalam volt :

E = Eo – (0,05916/n)log Q

Ketika reaksi pada kondisi setimbang memilki nilai G nol, maka

potensial elektrokimia E juga harus nol. Perubahan dari persamaan

diatas menghasilkan :

Eo = (RT/nF) log K

Potensial pada kondisi standar biasanya tidak ditabulasi untuk reaksi

kimia, tapi dihitung dengan menggunakan pontensial kondisi standar

pada oksidasi, Eoox, dan setengah reaksi reduksi, Eored. Eo pada

reaksi :

Eoreac = Eo

red – Eoox

Dimana Eored dan Eo

ox keduanya merupakan potensial reduksi kondisi

standar.

Karena potensial pd satu setengah-reaksi tidak bisa diukur, maka

setengah-reaksi diberikan potensial kondisi standar sebesar nol.

Setengah-reaksi standar adalah :

2H3O+(aq) + 2e- >< 2H2O(l) + H2(g) (pg. 164)