Makalah ini membahas tentang reaksi transfer elektron dan kesetimbangan reaksi redoks secara kualitatif dan kuantitatif. Reaksi redoks melibatkan oksidasi dan reduksi akibat transfer elektron antara oksidator dan reduktor. Sel galvanik dapat menghasilkan energi listrik dari reaksi redoks spontan. Persamaan Nernst digunakan untuk menghitung konsentrasi ion berdasarkan potensial elektroda.

1. KIMIA ANALISIS FARMASI
(KUALITATIF DAN KUANTITATIF)
REAKSI TRANSFER ELEKTRON DAN KESETIMBANGAN
REAKSI REDOKS
OLEH:
NAMA : NISHFAH HASIK
NIM : 70100112001
KELAS : FARMASI A
FAKULTAS ILMU KESEHATAN
UNIVERSITAS ISLAM NEGERI ALAUDDIN
MAKASSAR
SAMATA – GOWA
2013/2014

2. KATA PENGANTAR
Assalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.
Alhamdulillah, puji dan puja saya haturkan kehadirat Allah SWT. Atas
Rahmat dan Anugerah serta Hidayah-Nya sehingga penyusunan makalah ini dapat
terselesaikan dengan baik. Salawat dan salam senantiasa tercurah kepada
junjungan kita Nabi Muhammad saw. Sebagai Uswatun Hasanah bagi manusia.
Saya menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan,
meskipun kami telah mendayagunakan kemampuan semaksimal mungkin untuk
menjadikan makalah ini berbobot ilmiah sekalipun dalam kategori sederhana.
Keterbatasan potensi ilmu dan waktu yang kami miliki menyebabkan adanya
kekurangan dan kesalahan yang tidak disadari baik menyangkut materi
penyusunan maupun pembahasannya. Oleh karena itu, dengan penuh kerendahan
hati kami mengharapkan saran dan kritikan yang sifatnya membangun dari
berbagai pihak demi kesempurnaan makalah ini.
Akhirnya, saya ingin mengucapkan terima kasih kepada orang tua saya,
dosen mata kuliyah, dan pihak-pihak yang membantu dalam penyusunan makalah
ini. Semoga makalah ini dapat berguna bagi semua pihak yang membacanya dan
terutama bagi saya yang menyusunnya dan dunia pendidikan pada umumnya.
Wassalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.
Makassar, 1 April 2013
Penyusun

3. DAFTAR ISI
HALAMAN JUDUL
KATA PENGANTAR
DAFTAR ISI
BAB I PENDAHULUAN
BAB II PEMBAHASAN
A. REAKSI OKSIDASI REDUKSI
B. SEL GALVANIK
C. PERSAMAAN NERNST
D. ELEKTRODA DAN POTENSIAL SEL
BAB III PENUTUP
A. KESIMPULAN
DAFTAR PUSTAKA

4. BAB I
PENDAHULUAN
Dalam reaksi transfer elektron dan kesetimbangan reaksi redoks,
melibatkan perhitungan potensiometri.
Potensiometri adalah salah satu cara pemeriksaan fisikokimia yang menggunakan
peralatan listrik untuk mengukur potensial elektroda indikator. Besarnya elektroda
indikator ini tergantung pada konsentrasi ion-ion tertentu dalam larutan. Oleh
karena itu, dengan menggunakan persamaan Nernst yang akan di bahas, maka
konsentrasi ion dalam larutan dapat dihitung secara langsung dari harga potensial
yang diukur. Pengukuran potensial dari elektroda banyak dipergunakan dalam
ilmu kefarmasian terutama untuk pengukuran pH larutan dan titrasi potensioetri.
Meskipun demikian, potensial elektroda indikator ini tidak dapat dihitung
secara sendrian, akan tetapi harus menggabungkan elektroda-elektroda indikator
dengan elektroda pembanding (elektroda referens) yang mempunyai harga
potensial yang tetap selama pengukuran. Elektroda pembanding yang diambil
sebagai baku internasional adalah elektroda hidrogen baku. Harga potensial
elektroda ini ditetapkan sebesar mol pada keadaan baku yakni pada konsentrasi
[H+
] = 1M, tekanan gas H2 = 1 atm dan suhu 250
C, sementara gaya listrik atau
elektron motive force diukur dengan bantuan potensiometer yang sesuai, yang
biasanya dipakai dengan peralatan elektronik (voltmeter bertransitor).
Untuk memahami dasar pemeriksaan potensiometri ini maka akan dibahas
terlebih dahulu mengenai reaksi redoka, gaya gerak listrik (dalam hal ini sel
galvanik), persamaan Nernst, dan potensial elektroda.

5. BAB II
PEMBAHASAN
Reaksi transfer elektron ada dua jenis yakni reduksi (menangkap elektron
sebagian atau keseluruhan) dan oksidasi (kehilangan elektron sebagian atau
keseluruhan). Oksidator merupakan zat yang mengoksidasi zat lain sedangkan
reduktor adalah zat yang mereduksi zat lain. Ada dua unsur yang khas pada reakso
redoks yakni adanya unsur bebas dan adanya perubahan bilangan oksidasi. Unsur
yang mengalami perubahan bilangan oksidasi adalah unsur (elemen) bebas dan
semua atom dalam senyawa kecuali H, O, Golongan IA dab IIA dalam tabel
periodik.
A. Reaksi Oksidasi Reduksi (Reaksi Redoks)
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang
menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom
dalam sebuah reaksi kimia.
Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi
karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh
hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang
kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer
elektron yang rumit.
Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia
dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:
Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau
ion
Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom,
atau ion. .

6. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan
oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi.
Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan
oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi.
Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal
(formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.
a. Oksidator dan reduktor
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi
senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif dan dikenal sebagai oksidator
atau agen oksidasi. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain,
sehingga dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima" elektron, ia
juga disebut sebagai penerima elektron. Oksidator bisanya adalah
senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan oksidasi
yang tinggi (seperti H2O2, MnO4
−
, CrO3, Cr2O7
2−
, OsO4) atau senyawa-
senyawa yang sangat elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau
dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi sebuah senyawa (misalnya
oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi
senyawa lain dikatakan sebagai reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau
agen reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke senyawa lain, sehingga
ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga
disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa

7. reduktor sangat bervariasi. Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn,
dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logam-logam ini akan
memberikan elektronnya dengan mudah. Reduktor jenus lainnya adalah
reagen transfer hidrida, misalnya NaBH4 dan LiAlH4), reagen-reagen ini
digunakan dengan luas dalam kimia organik[1][2]
, terutama dalam reduksi
senyawa-senyawa karbonil menjadi alkohol. Metode reduksi lainnya yang
juga berguna melibatkan gas hidrogen (H2) dengan katalis paladium,
platinum, atau nikel, Reduksi katalitik ini utamanya digunakan pada
reduksi ikatan rangkap dua ata tiga karbon-karbon.
Cara yang mudah untuk melihat proses redoks adalah, reduktor
mentransfer elektronnya ke oksidator. Sehingga dalam reaksi, reduktor
melepaskan elektron dan teroksidasi, dan oksidator mendapatkan elektron
dan tereduksi. Pasangan oksidator dan reduktor yang terlibat dalam sebuah
reaksi disebut sebagai pasangan redoks.
Contoh reaksi redoks
Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:
Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah:
reaksi oksidasi
dan reaksi reduksi
Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan
keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total
muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang berlebihan pada reaksi

8. oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi pada reaksi
reduksi.
Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki
bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari
bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan
oksidasi 0 menjadi -1.
Ketika reaksi oksidasi dan reduksi digabungkan, elektron-elektron
yang terlibat akan saling mengurangi:
Dan ion-ion akan bergabung membentuk hidrogen fluorida:
b. Reaksi penggantian
Redoks terjadi pada reaksi penggantian tunggal atau reaksi
substitusi. Komponen redoks dalam tipe reaksi ini ada pada perubahan
keadaan oksidasi (muatan) pada atom-atom tertentu, dan bukanlah pada
pergantian atom dalam senyawa.
Sebagai contoh, reaksi antara larutan besi dan tembaga(II) sulfat:
Persamaan ion dari reaksi ini adalah:
Terlihat bahwa besi teroksidasi:

9. dan tembaga tereduksi:
c. Reaksi redoks dalam industri
Proses utama pereduksi bijih logam untuk menghasilkan logam
didiskusikan dalam artikel peleburan.
Oksidasi digunakan dalam berbagai industri seperti pada produksi
produk-produk pembersih.
d. Reaksi redoks dalam biologi
Banyak proses biologi yang melibatkan reaksi redoks. Reaksi ini
berlangsung secara simultan karena sel, sebagai tempat berlangsungnya
reaksi-reaksi biokimia, harus melangsungkan semua fungsi hidup. Agen
biokimia yang mendorong terjadinya oksidasi terhadap substansi berguna
dikenal dalam ilmu pangan dan kesehatan sebagai oksidan. Zat yang
mencegah aktivitas oksidan disebut antioksidan.
Pernapasan sel, contohnya, adalah oksidasi glukosa (C6H12O6)
menjadi CO2 dan reduksi oksigen menjadi air. Persamaan ringkas dari
pernapasan sel adalah:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Proses pernapasan sel juga sangat bergantung pada reduksi NAD+
menjadi
NADH dan reaksi baliknya (oksidasi NADH menjadu NAD+
). Fotosintesis
secara esensial merupakan kebalikan dari reaksi redoks pada pernapasan
sel:
6 CO2 + 6 H2O + light energy → C6H12O6 + 6 O2

10. Energi biologi sering disimpan dan dilepaskan dengan
menggunakan reaksi redoks. Fotosintesis melibatkan reduksi karbon
dioksida menjadi gula dan oksidasi air menjadi oksigen. Reaksi baliknya,
pernapasan, mengoksidasi gula, menghasilkan karbon dioksida dan air.
Sebagai langkah antara, senyawa karbon yang direduksi digunakan untuk
mereduksi nikotinamida adenina dinukleotida (NAD+
), yang kemudian
berkontribusi dalam pembentukan gradien proton, yang akan mendorong
sintesis adenosina trifosfat (ATP) dan dijaga oleh reduksi oksigen. Pada
sel-sel hewan, mitokondria menjalankan fungsi yang sama. Lihat pula
Potensial membran.
Istilah keadaan redoks juga sering digunakan untuk menjelaskan
keseimbangan antara NAD+
/NADH dengan NADP+
/NADPH dalam sistem
biologi seperti pada sel dan organ. Keadaan redoksi direfleksikan pada
keseimbangan beberapa set metabolit (misalnya laktat dan piruvat, beta-
hidroksibutirat dan asetoasetat) yang antarubahannya sangat bergantung pada
rasio ini. Keadaan redoks yang tidak normal akan berakibat buruk, seperti
hipoksia, guncangan (shock), dan sepsis.
B. Sel Galvanik
Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia
yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks
yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya
energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe
Volta.
Perhatikan susunan sel volta untuk reaksi zink dengan ion Cu2+
berikut.

11. sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik
pada larutan.
3. anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar,
yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).
Deret Volta
Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya
disebut deret elektrokimia atau deret volta. Deret volta dapat dilihat dalam
tabel berikut.

12. Tabel Deret volta
Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta menandakan:
- Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron)
- Logam merupakan reduktor yang semakin kuat
Sebaliknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta menandakan:
- Logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron)
- Kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat
Jadi, logam yang terletak lebih kiri lebih reaktif daripada logam-logam
yang di kanannya. Oleh karena itu, logam yang terletak lebih kiri dapat
mendesak logam yang lebih kanan dari senyawanya.
Kegunaan Sel Volta
Dalam kehidupan sehari-hari, arus listrik yang dihasilkan dari suatu reaksi
kimia dalam sel volta banyak kegunaannya, seperti untuk radio, kalkulator,
televisi, kendaraan bermotor, dan lain-lain. Sel volta ada yang sekali pakai,
ada pula yang dapat diisi ulang. Sel volta yang sekali pakai disebut sel primer,
sedangkan sel volta yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder. Sel volta
dalam kehidupan sehari-hari ada dalam bentuk berikut.
a. Aki (accumulator)
Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan
bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan

13. listrik yang cukup besar dan dapat diisi kembali.
Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel = timah hitam) dan katode PbO2
(timbel (IV) oksida). Keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan
dalam larutan asam sulfat (lihat gambar 2). Kedua elektrode tersebut, juga
hasil reaksinya, tidak larut dalam larutan asam sulfat sehingga tidak
diperlukan jembatan garam.
Reaksi pengosongan aki:
Tiap sel aki mempunyai beda potensial 2 volt. Aki 12 volt terdiri atas 6 sel
yang dihubungkan seri. Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi
pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan
dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada
pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode. Sebaliknya pada
pengisian aki, elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus
sehingga PbSO4 yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu,
PbSO4 yang terdapat pada elektrode PbO2 mengalami oksidasi membentuk
PbO2.

14. Reaksi pengisian aki:
b. Baterai Kering (Sel Leclanche)
Baterai kering ditemukan oleh Leclanche yang mendapat hak paten
atas penemuan itu pada tahun 1866. Sel Leclanche terdiri atas suatu silinder
zink yang berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl),
karbon, dan sedikit air (jadi sel ini tidak 100% kering). Zink berfungsi sebagai
anode, sedangkan katode digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang
dicelupkan di tengah-tengah pasta. Pasta berfungsi sebagai oksidator. Reaksi-
reaksi yang terjadi dalam baterai kering sebenarnya lebih rumit, tetapi pada
garis besarnya dapat dinyatakan sebagai berikut.
Potensial satu sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel ini kadang disebut
sel kering asam karena adanya NH4Cl yang bersifat asam. Sel Leclance
tidak dapat diisi ulang.

15. c. Baterai Alkalin
Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche,
tetapi bersifat basa karena menggunakan KOH menggantikan NH4Cl
dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.
Potensial dari baterai alkalin juga sebesar 1,5 volt, tetapi baterai ini
dapat bertahan lebih lama.
Baterai alkalin dapat menghasilkan arus lebih besar dan total muatan yang
lebih banyak daripada baterai kering biasa. Oleh karena itu, cocok digunakan
untuk peralatan yang memerlukan arus lebih besar, misalnya kamera dan tape

16. recorder. Adapun baterai kering biasa baik digunakan untuk peralatan yang
menggunakan arus lebih kecil misalnya radio atau kalkulator.
d. Baterai litium
Baterai litium telah mengalami berbagai penyempurnaan. Baterai litium
yang kini banyak digunakan adalah baterai litium-ion. Baterai litium ion tidak
menggunakan logam litium, tetapi ion litium. Ketika digunakan, ion litium
berpindah dari satu elektrode ke elektrode lainnya melalui suatu elektrolit.
Ketika di-charge, arah aliran ion litium dibalik. Baterai litium-ion
diperdagangkan dalam bentuk kosong.
C. Persamaan Nernst
Potensial sel galvanik tergantung pada aktivitas berbagai spesies yang
menjalani reaksi di dalam sel. Persamaan yang menyatakan hubungan ini
disebut dengan persamaan Nernst, merujuk pada nama seorang ahli kimia-
fisika yang pertama kali menggunakan persamaan ini untuk menyatakan
hubungan antara potensial sebuah elektroda ion logam dan konsentrasi ion
dalam sebuah larutan pada tahun 1989. Persamaan Nernst ini sangat penting
karena persamaan ini menentukan potensial elektroda suatu sistem redoks
sebagai suatu fungsi konsentrasi bentuk teroksidasi dan tereduksinya.
Perhatikan sebuah reaksi kimia sebagai berikut:

17. (Persamaan Nernst,
1889)
Yang mana :
ΔG0
= energi bebas ketika semua reaktan da produk berada dalam kondisi
standart (aktivitas atau α adalah satu)
R = konstanta gas
T = suhu
Di samping itu, ada hubungan antara perubahan energi bebas dengan
energi listrik yaitu:
ΔG = -nFE
ΔG0
= - nFE0
Yang mana n merupakan banyaknya elektron yang terlibat dalam reaksi. F
adalah bilangan Faraday (9,65 x 104
coulomb) dan E adalah potensial
dalam satuan volt.
Dari persamaan di atas akan diperoleh persamaan sebagai berikut:
Dengan reaksi :

18. Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst
sebagai berikut
Eo
adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat
dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat
dalam reaksi, sedangkan oks dan red masing-masing menyatakan konsentrasi
partikel hasil oksidasi dan konsentrasi partikel hasil reduksi.
D. Elektroda dan Potensial Sel
a. Potensial Elektrode
Pengukuran potensial sel dapat di gunakan untuk membandingkan
kecenderungan logam-logam atau spesi lain untuk mengalami oksidasi
atau reduksi. Misalnya, jika elektroda Zn Zn2+
diganti dengan elektroda
Ag/Ag+
, ternyata elektron mengalir dari elektroda Cu ke elektroda Ag
menghasilkan potensial standar (E0
sel ) = 0,45 volt. Jadi, tembaga lebih
mudah teroksidasi perak. Berdasarkan data di atas, urutan kecenderungan
teroksidasi dari logam-logam Zn, Cu, dan Ag adalah Zn > Cu > Ag.
Untuk membandingkan kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu
elektrode, telah ditetapkan suatu elektrode pembanding, yaitu elektrode
hidrogen. Elektrode hidrogen terdiri atas hidrogen yang dialirkan ke
dalam larutan asam (H+
) melalui logam inert, yaitu platina. Potensial sel

19. yang dihasilkan oleh suatu elektrode (M) dengan elektrode hidrogen
disebut potensial elektrode itu dan dinyatakan dengan lambang E0
.
Apabila pengukuran dilakukan pada kondisi standart, yaitu pada suhu
250
C dengan konsentrasi ion-ion 1 M dengan tekanan gas 1 atm, disebut
potensial elektrode standar dan diberi lambang E0
.
Elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan terhadap
elektrode hidrogen mempunyai potensial elektrode bertanda positif
(diberi tanda positif), sedangkan elektrode yang lebih sukar mengalami
reduksi diberi negatif. Menurut kesepakatan (konvensi), potensial
elektrode dikaitkan dengan reaksi reduksi. Jadi, potensial elektrode sama
dengan potensial reduksi. Adapun potensial oksidasi sama nilainya
dengan potensial reduksi, tetapi tandanya berlawanan.
Elektroda adalah sistem dua fase yang terdiri atas sebuah penghantar
elektronik (misalnya logam) dan sebuah penghantar ionic (larutan).
Apabila suatu logam dicelupkan ke dalam larutan yang
mengandung ionnya, misalnya logam seng (Zn) ke dalam larutan sel
sulfat, maka akan terbentuk perbedaan potensial antara logam dan larutan
itu. Pada reaksi sebuah elektroda :
Mn+
+ ne M
Elektroda adalah konduktor yang digunakan untuk bersentuhan
dengan bagian atau media non-logam dari
sebuah sirkuit (misal semikonduktor, elektrolit atau vakum). Elektroda
dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anoda atau katoda, kata-kata
yang juga diciptakan oleh Faraday. Anoda ini didefinisikan sebagai
elektroda di mana elektron datang dari sel elektrokimia
dan oksidasi terjadi, dan katoda didefinisikan sebagai elektroda di mana
elektron memasuki sel elektrokimia dan reduksi terjadi. Setiap elektroda
dapat menjadi sebuah anoda atau katoda tergantung dari tegangan listrik
yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah

20. elektroda yang berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel elektrokimia dan
katoda bagi sel elektrokimia lainnya.
b. Potensial Sel
Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan
menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel volta dapat juga
dihitung berdasarkan data potensial elektrode positif (katode) dan potensial
elektrode negatif (anode).
E0
sel = E0
katode - E0
anode
Katode adalah elektrode yang mempunyai harga E0
lebih besar (lebih
positif), sedangkan anode adalah yang mempunyai E0
lebih kecil (lebih
negatif).
Sebagai contoh untuk sel yang terdiri dari elektroda Zn dan
elektroda H dari pengukuran diketahui bahwa GGL sel sebesar 0,762 V
dengan reaksi sebagai berikut
Anode ( reaksi oksidasi ) : Zn(s)—>Zn2+
(aq)+2e-
Katode (reaksi reduksi) : 2H+
(aq)+ 2e —> H2(g)
Maka dapat disimpulkan bahwa
E° sel = E° red - E° oks
0,762 V = 0 - E°Zn
E°Zn= - 0,762 V
Beberapa hal yang perlu diperhatikan sebagai standardisasi potensial
1. Konsentrasi dan temperatur larutan elektrolit dipertahankan pada konsisi
tetap, yatu 1 molar, tekanan 1 atm dan 25 °C (STP).
2. Sebuah sel disusun dengan elektroda umum yang berperan sebagai
elektroda standar.

21. 3. Menggunakan elektrode platina jika sistem setengah sel tidak termasuk
logam.
Potensial electrode merupakan ukuran besarnya kecenderungan suatu unsur
untuk melepas atau menyerap electron. Untuk membandingkan
kecenderungan oksidasi atau reduksi dari suatu electrode pembanding yaitu
electrode hydrogen. Electrode hydrogen terdiri atas gas hydrogen yang
dialirkan kedalam larutan asam (H+) melalui inert (Pt). Potensial yang
dihasilkan oleh suatu electrode yang dihubungkan dengan electrode hydrogen
disebut potensial electrode.
Ada dua kemungkinan:
1. Jika potensial electrode bertanda (+) maka electrode lebih mudah
mengalami reduksi.
2. Jika potensial electrode bertanda (-) maka electrode lebih mudah
mengalami oksidasi.
Menurut kesepakatan, potensial electrode = Potensial reduksi
E0 oksidasi = E0 reduksi
Harga potensial sel tergantung pada jenis electrode, suhu, konsentrasi ion
dalam larutan, dan jenis ion dalam larutan.
Potensial sel dirumuskan sebagai berikut :
E0 sel = E0 reduksi - E0 oksidasi
Perlu diingat bahwa:
1. Unsur/electrode yang mempunyai E0 lebih kecil akan mengalami oksidasi
dan berfungsi sebagai anode, dengan E0 oksidasi = - E0 reduksi.
2. Bila E0 sel lebih besar dari 0 berarti reaksi redoks terjadi secara spontan.
3. Untuk reaksi pendesakan :
L(s) + ion A +x(aq) → ion L +y + A(s)

22. Syarat reaksi redoks berlangsung spontan, yaitu logam L terletak
sebelah kiri logam A dalam deret volta ( E0 L lebih besar dari E0 A).

23. BAB III
PENUTUP
A. Kesimpulan
1. Reaksi Reduksi Oksidasi
Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau
ion.
Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom,
atau ion.
2. Sel Galvanik
Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia
yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks
yang spontan.
3. Persamaan Nernst
Persamaan Nernst ini sangat penting karena persamaan ini menentukan
potensial elektroda suatu sistem redoks sebagai suatu fungsi konsentrasi
bentuk teroksidasi dan tereduksinya.
4. Elektroda dan Potensial Sel
Elektroda adalah sistem dua fase yang terdiri atas sebuah penghantar
elektronik (misalnya logam) dan sebuah penghantar ionic (larutan).
Potensial electrode merupakan ukuran besarnya kecenderungan suatu
unsur untuk melepas atau menyerap electron.

24. DAFTAR PUSTAKA
Gholib Gandjar, Ibnu. 2007. Kimia Farmasi Analisis. Pustaka Pelajar.
Harmita. 2006. Buku Kimia Analisis Kuantitatif Sediaan Obat Farmasi.
Universitas Muslim Indonesia Makassar Press.