1. Pokok Pembahasan
1. Pengertian Elektrokimia
2. Jenis – jenis sel Elektrokimia
3. Elektroda
4. Potensial Elektroda
5. Reaksi Redoks
6. Termodinamika sel elektrokimia
7. Persamaan Nernst

2. 1. Pengertian Elektokimia
Elektrokimia merupakan ilmu yang
mempelajari hubungan antara perubahan
(reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya
melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan
prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

3. 2. Jenis Sel Elektrokimia
SEL GALVANIK (sel volta)
Sel galvani (sel volta) merupakan sel elektrokimia yang dapat
menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya
reaksi redoks yang spontan

4. Contoh Sel Galvanik
• Sel Daniell Dalam gambar di samping:
Sel Daniell digunakan sebagai
sumber listrik. Jika kedua
elektrodanya dihubungkan
dengan sirkuit luar, dihasilkan
arus litrik yang dibuktikan
dengan meyimpangnya jarum
galvanometer yang dipasang
pada rangkaian luar dari sel
tersebut.

5. SEL DANIELL dan Jembatan
Garam
Ketika sel Daniell digunakan sebagai
sumber listrik terjadi perubahan dari Zn
menjadi Zn2+ yang larut
• Zn(s) ® Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
• Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s) (reaksi reduksi)
Dalam hal ini, massa Zn mengalami
pengurangan, sedangkan elektroda Cu
bertambah massanya, karena terjadi
pengendapan Cu dari Cu2+ dalam
larutan.

6. Penentuan Kutub Positif dan
Negatif ( Sel Daniell )
• Ketika sel Daniell dihubungkan dengan golvanometer, terjadi
arus elektron dari tembaga ke seng.Oleh karena itu logam
seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga
sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan
dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai
akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam
larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan
dengan ion SO42-yang ada).
• Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :
Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)
• Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks spontan

7. ATURAN SEL GALVANIK
• Penulisan Notasi
Zn l Zn2+ ll Cu2+ l Cu
Zn l Zn2+ Cu2+ l Cu
– Garis tunggal menyatakan perbedaan fasa
– Garis ganda menyatakan perbedaan elektroda
– Garis putus – putus menyatakan adanya
jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan
garam diperlukan bila larutan pada anoda &
katoda dapat saling bereaksi

8. Deret Volta
Li KK Ba Ca
Li Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni
Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Si
Si Pb
Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Cu Hg Ag Pt Au
• Makin ke kanan, mudah direduksi
sukar dioksidasi
• Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar
direduksi

9. Macam-macam Sel Volta
• Sel Kering atau Sel Leclance
 katoda: karbon ; anoda: Zn
Elektrolit : Campuran berupa pasta yaitu
MnO2 + NH4Cl + sedikit Air
• Sel aki
Katoda: PbO2 ; anoda :Pb
Elektrolit : Larutan H2SO4

10. Macam-macam Sel Volta ( 2)
• Sel bahan bakar
Elektoda : Ni
Elektrolit :Larutan KOH
Bahan bakar : H2 dan O2
• Baterai Ni-Cd
Katoda : NiO2 dengan sedikit air
Anoda : Cd

11. 2. Jenis sel elektrokimia (2)
SEL ELEKTROLISIS
• Sel elektrokimia yang menghasilkan redoks dari
energi listrik .
– Katode (-)
– Anode (+)

12. Reaksi - reaksi Sel Elektreolisis
• Reaksi Pada Katode
 Ion positif akan mengalami reduksi, kecuali kation (+) yang berasal dari
logam IA,IIA, dan Mn dalam larutan air tidak mengalami reduksi, yang
mengalami reduksi adalah H2O, Reaksinya:
 2H20 + 2e  H2 + 2OH-
 Ion logam IA,IIA.Al, dan Mn berbentuk lelehan (leburan) akan
mengalami reduksi
• Reaksi Pada Anode
 Ion negatif akan mengalami oksidasi jika elektrodanya nonaktif (Pt dan
C). Ion negatif yang mengandung O (SO42-,MnO4-,NO3-,dll) tidak
mengalami oksidasi, yang mengalami oksidasi adalah H2O
 Reaksi : 2H2O  4H+ + O2 + 4e
 Jika elektrode anode merupakan logam aktif (selain Pt dan C) yang
mengalami Oksidasi adalah elektrode tersebut.

13. 3. ELEKTRODA
Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda
atau katoda.
• Anoda merupakan elektroda di mana elektron datang
dari sel elektrokimia sehingga oksidasi terjadi
• Katoda merupakan elektroda di mana elektron
memasuki sel elektrokimia sehingga reduksi terjadi.
Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anoda atau katoda
tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel
elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang
berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan
katoda bagi sel elektrokimia lainnya.
ELEKTRODA INERT
ELEKTRODA
ELEKTRODA ACUAN
LABORATORIUM

14. Jenis –jenis Elektroda
A. Elektroda Inert
elektroda yang tidak ikut bereaksi dalam
reaksi kimia yang terjadi.
Contoh elektroda inert: platina
Sebuah sel dari sistem Fe3+ + e Fe2+
Pt I Fe3+ (x M) + Fe2+ (y M) II Ce4+ (a M) + Ce3+
(b M) I Pt

15. Jenis-jenis Elektroda (2)
B. Elektroda-elektroda Acuan Laboratorium
1. Elektroda Kalomel
raksa (Hg) ada dalam keadaan kontak dengan raksa (I)
klorida, Hg2Cl2 (kalomel), dicelupkan ke dalam larutan KCl 0,1
m atau KCl jenuh.
Jika diset dengan elektroda hidrogen standar.
• Pt, H2 (1 bar)| H+ || Cl‑ | Hg2Cl2(s)|Hg
• Reaksi elektroda :
reaksi di katoda : ½ H2 H + + e-
reaksi di anoda : ½ Hg2 Cl2 + e Hg + Cl-
Reaksi keseluruhan :
½ H2 + ½ Hg2Cl2 (s) H+ + Cl- + Hg
• Emf pada keadaan standar 0,337 Volt (Eo = 0,337 V)
• Jika digunakan KCl jenuh pada 250C memberikan E = 0,2412
V.

16. 2. Elektroda Perak-Perak Klorida
Logam perak kontak dan padatan perak klorida merupakan garam yang
sangat sukar larut. Keseluruhannya dicelupkan ke dalam larutan kalium
klorida (KCl) yang mana konsentrasi ion Cl = 1 m.
-
Ag|AgCl (s)|Cl‑ (1m)
Jika di set elektroda ini dengan elektroda hidrogen pada 25 C
o
memberikan emf 0,22233 Volt:
Pt, H 2(1 bar)| H (1 m)|| Cl (1m) | AgCl (s)|Ag
+ ‑
Reaksi elektroda:

Anoda: ½ H 2 H +e
+ -
Katoda: AgCl (s) + e Ag +Cl
-
Reaksi keseluruhan:

½ H2 + AgCl (s) H + Ag +Cl
+ -
Jadi potensial elektroda standar Ag-AgCl
0,22233 Volt.

17. 4. Potential Elektroda
Potensial Elektroda merupakan ukuran
terhadap besarnya kecenderungan suatu
unsur untuk melepaskan atau
mempertahankan elektron.
• Potensial elektroda tergantung pada :
- Jenis Elektroda
- Suhu
- Konsentrasi ionnya

18. Menghitung Potensial
Elektroda Sel
E° sel = E° red - -E° oks
E° sel = E° red E° oks
E sel = E° sel - -RT/nF ln C
E sel = E° sel RT/nF ln C
E sel = E° sel - -0.059/n log C
E sel = E° sel 0.059/n log C
Pada T = 25° C
Pada T = 25° C
• Catatan :
E° = potensial reduksi standar (volt)
R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314
T = suhu mutlak (°K)
n = jumlah elektron
F = 96.500 coulomb
C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

20. 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

21. 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

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

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

24. 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)

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

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

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

28. Penyetaraan Reaksi Redoks dengan
Cara Perubahan Bilangan Oksidasi
a. Setarakan jumlah unsur-unsur yang mengalami perubahan
bilangan oksidasi
b. Tentukan bilangan oksidasi unsur-unsur tersebut dan
perubahannya
c. Setarakan jumlah kedua perubahan bilangan oksidasi tersebut
d. Hitung jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan
e. 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).
f. Tambahkan H2O di ruas kanan untuk menyetarakan jumlah
atom hidrogen

29. 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.

30. 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

31. • 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.

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

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

34. Termodinamika Sel Elektrokimia
(3)
• Bila reaktan dan produk dalam keadaan standar, maka
∆ Gº = - n F Eºsel
• 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

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

36. Hubungan Antara Entropi dan
Perubahan Energi GIBBS
• Proses yang secara termodinamika ireversibel 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

37. 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.

38. 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

39. 7. Persamaan Nernst
Persamaan Nernst
Persamaan Nernst non standar

41. 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.

42. 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.