#elektroda

Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).

Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

Elektrolisis Air

Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat elektrolisis Hoffman. Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah

Anode (+):   2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O2–)

Katode (–):  4H2O(l) + 4e–  → 2H2(g) + 4OH–(aq) (reduksi H+)

Reaksi : 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Berapakah perbandingan volume gas H2 dan O2 yang terbentuk pada kedua tabung reaksi? Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H2terhadap O2 adalah 2 : 1. Jika volume gas H2 20 mL, volume gas O2 adalah 10 mL.

Elektrolisis Larutan

Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na+ dan ion I–. Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis.

Di katode terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion Na+ (keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion I– (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.

Setengah reaksi reduksi di katode:

Na+(aq) + e– → Na(s)      E° = –2,71 V

2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq)    E° = –0,83 V

Berdasarkan nilai potensialnya, H2O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H2 dilepaskan di katode.

Setengah reaksi oksidasi di anode:

2I–(aq) → I2(g) + 2e–        E° = –0,54 V

2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e–     E° = –1,23 V

Berdasarkan nilai potensial, ion I– memenangkan persaingan sebab nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H2O.

Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis:

Katode: 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq)

Anode: 2I–(aq) → I2(g) + 2e–

Nilai GGL sel yang terukur dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial sel yang dihubungkan (bukan nilai mutlak). Berapakah nilai pasti dari potensial reduksi? Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak diketahui secara pasti. Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain diubah-ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial sel suatu elektrode tidak akan diketahui secara pasti, yang dapat ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu elektrode.

Oleh karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan potensial elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah menetapkan elektrode standar sebagai rujukan adalah elektrode hidrogen, seperti ditunjukkan pada gambar disamping.

Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H+ 1 M dengan tekanan gas H2 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar ini ditetapkan sama dengan nol volt atau EoH+ → H2 = 0,00 V.

Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan cara dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar, kemudian GGL selnya diukur.

Oleh karena potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar ditetapkan sama dengan nol, potensial yang terukur oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel pasangannya.

Nilai Potensial Reduksi Standar Beberapa Elektrode

Kekuatan Oksidator dan Reduktor

Data potensial reduksi standar pada tabel di atas menunjukkan urutan kekuatan suatu zat sebagai oksidator (zat tereduksi).

Oksidator + ne– → Reduktor

Semakin positif nilai E°sel, semakin kuat sifat oksidatornya. Sebaliknya, semakin negatif nilai E°sel, semakin lemah sifat oksidatornya.

Berdasarkan data potensial pada tabel, oksidator terkuat adalah gas fluorin (F2) dan oksidator paling lemah adalah ion Li+. Reduktor paling kuat adalah logam Li dan reduktor paling lemah adalah ion F–.

Reduktor  → Oksidator + ne–

Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa suatu reduktor paling kuat merupakan oksidator yang paling lemah. Sebaliknya, suatu oksidator terkuat merupakan reduktor terlemah.

Berdasarkan pengetahuan kekuatan oksidator dan reduktor, sobat dapat menggunakan tabel nilai potensial reduksi standar untuk memperkirakan arah reaksi reduksi-oksidasi dalam suatu sel elektrokimia.

Suatu reaksi redoks dalam sel elektrokimia akan berlangsung secara spontan jika oksidatornya (zat tereduksi) memiliki potensial reduksi standar lebih besar atau GGL sel berharga positif.

Penentuan GGL Sel

Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan tabel potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif.

Esel = (Ekatode – Eanode)

Sel elektrokimia yang dibangun dari elektrode Zn dan Cu memiliki setengah reaksi reduksi dan potensial elektrode berikut.

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

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

Untuk memperoleh setengah reaksi oksidasi, salah satu dari reaksi tersebut dibalikkan.

Pembalikan setengah reaksi yang tepat adalah reaksi reduksi yang potensial setengah selnya lebih kecil. Pada reaksi tersebut yang dibalik adalah reaksi reduksi Zn2+ sebab akan menghasilkan nilai GGL sel positif. Pembalikan reaksi reduksi Zn2+ menjadi reaksi oksidasi akan mengubah tanda potensial selnya.

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

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

Penggabungan kedua setengah reaksi tersebut menghasilkan persamaan reaksi redoks dengan nilai GGL sel positif.

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

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

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)     E°sel = +1,10 V

Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel.

E°sel = E°katode – E°anode

Dalam penerapan sel elektrokimia dibutuhkan pemahaman tentang penggunaan elektroda yang sesuai dengan percobaan/penelitian yang akan dilakukan,. Oleh karena itu kita harus mengetahui perbandingan potensial-potensial elektroda yang akan digunakan dengan elektroda standar. Software yang dapat digunakan untuk memudahkan kita dalam pengkonversial potensial elektroda ini adalah menggunakan aplikasi-aplikasi online, misalnya Converting Potentials to Another Reference Electrode yang dapat kita temukan di http://www.consultrsr.com/resources/ref/refpotls3.htm.

Kalkulator ini dapat digunakan untuk mengkonversi potensial yang direkam menggunakan satu elektroda referensi ke potensial yang lain, atau biasa disebut elektroda referensi.

Penggunaan:

Untuk menggunakan kalkulator ini, masukkan tegangan yang dicatat dalam mV di textbox atas dan pilih elektroda referensi yang digunakan untuk merekam. Selanjutnya, pilih elektroda referensi yang Anda ingin bandingkan, dan kemudian klik Convert.

Kalkulator ini didasarkan pada nilai-nilai yang tercantum di tempat lain di situs web ini. Secara umum, potensial yang meliputi potensial persimpangan cair telah digunakan.

Sebuah deskripsi matematika juga tersedia dalam kasus elektroda yang Anda inginkan tidak termasuk dalam kalkulator ini.

Tampilan dari kalkulatornya bias dilihat pada gambar di bawah:

Oh iya, karena kalkulator ini berbasis Java, maka jangan lupa untuk mengaktifkan Javascript pada browser anda.