Elektrokimia I (Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta)

            Dalam 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 Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.

Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron. Sementara definisi lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran.

Oksidasi adalah 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⁺ + e^-

Ketika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium.

Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, atau memperoleh hidrogen. Reduksi sering 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^- ------> Ag

Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak.

Baik oksidasi maupun reduksi tidak 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) + CuSO_4(aq) ------> ZnSO_4(aq) + Cu_(s)

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ------> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) (persamaan ion bersih)

Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :

Zn_(s) ------> Zn²⁺_(aq) + 2e^-

Cu²⁺_(aq) + 2e^- ------> Cu_(s)

Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi.

Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian, oksidator adalah spesies yang tereduksi dan reduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baik oksidator maupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks.

Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel 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 disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan.

Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah 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) + Cr₂O₇^2-_(aq) ------> Fe³⁺_(aq) + Cr³⁺_(aq)

1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- ------> Fe³⁺ + Cr³⁺

2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh

Fe²⁺ ------> Fe³⁺

Cr₂O₇^2- ------> Cr³⁺

3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masing setengah reaksi; dalam suasana asam, tambahkan H₂O untuk menyetarakan atom O dan H⁺ untuk menyetarakan atom H

Fe²⁺ ------> Fe³⁺ + e^-

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ------> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

4. Menjumlahkan kedua setengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jika oksidasi dan reduksi memiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu

6 Fe²⁺ ------> 6 Fe³⁺ + 6 e^- .................. (1)

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ------> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O .................. (2)

6 Fe²⁺ + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ------> 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 reaksi.

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam 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^- + Cr₂O₇^2- ------> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 14 H₂O + Cr₂O₇^2- ------> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 7 H₂O + Cr₂O₇^2- ------> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 14 OH^-

Berikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks :

Cu_(s) + HNO_3(aq) ------> Cu(NO₃)_2(aq) + NO_(g) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

Cu + H⁺ + NO₃^- ------> Cu²⁺ + 2 NO₃^- + NO + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan dua setengah reaksi (oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi

Cu ------> Cu²⁺

NO₃^- ------> NO

3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogen

Cu ------> Cu²⁺

NO₃^- ------> NO

4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan oksigen

Cu ------> Cu²⁺

NO₃^- ------> NO + 2 H₂O

5. Menyetarakan atom hidrogen dengan menambahkan H⁺ pada ruas yang kekurangan hidrogen

Cu ------> Cu²⁺

4 H⁺ + NO₃^- ------> NO + 2 H₂O

6. Menyetarakan muatan ion pada setiap ruas setengah reaksi dengan menambahkan elektron

Cu ------> Cu²⁺ + 2 e^-

3 e^- + 4 H⁺ + NO₃^- ------> NO + 2 H₂O

7. Menyetarakan kehilangan elektron dengan perolehan elektron antara kedua setengah reaksi

3 Cu ------> 3 Cu²⁺ + 6 e^-

6 e^- + 8 H⁺ + 2 NO₃^- ------> 2 NO + 4 H₂O

8. Menggabungkan kedua reaksi paruh tersebut 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 pengamat

3 Cu + 8 H⁺ + 2 NO₃^- + 6 NO₃^- ------> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O + 6 NO₃^-

3 Cu + 8 HNO₃ ------> 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Metode lain yang digunakan dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks adalah metode perubahan bilangan oksidasi (PBO). Saya akan menjelaskan langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks dengan metode PBO melalu contoh berikut :

MnO₄^-_(aq) + C₂O₄^2-_(aq) ------> Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

1. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO₄^- + C₂O₄^2- ------> Mn²⁺ + CO₂

+7 -2 +3 -2 +2 +4 -2

2. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +7 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

C mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +3 menjadi +4; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 1

3. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

C : Δ = 1 x 2 = 2

4. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO₄^- + C₂O₄^2- ------> Mn²⁺ + 2 CO₂

5. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan C dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ------> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂

6. 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⁺ + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ------> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O

7. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam 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 C₂O₄^2- ------> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

16 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ------> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

8 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ------> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 16 OH^-

Selanjutnya, saya akan kembali memberikan sebuah contoh penyelesaian persamaan reaksi redoks dengan metode PBO :

MnO_(s) + PbO_2(s) + HNO_3(aq) ------> HMnO_4(aq) + Pb(NO₃)_2(aq) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ------> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ------> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

+2 -2 +4 -2 + 1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2

3. Menuliskan kembali semua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi; ion pengamat tidak disertakan

MnO + PbO₂ ------> MnO₄^- + Pb²⁺

+2 -2 +4 -2 +7 -2 +2

4. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +2 menjadi +7; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

Pb mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +4 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 2

5. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

Pb : Δ = 2 x 1 = 2

6. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO + PbO₂ ------> MnO₄^- + Pb²⁺

7. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan Pb dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO + 5 PbO₂ ------> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺

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⁺ + 2 MnO + 5 PbO₂ ------> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺ + 4 H₂O

9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke be ntuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat

10NO₃^- + 2H⁺ + 8H⁺ + 2MnO + 5PbO₂ ------> 2MnO₄^- + 5Pb²⁺ + 4H₂O + 2H⁺ + 10NO₃^-

2 MnO + 5 PbO₂ + 10 HNO₃ ------> 2 HMnO₄ + 5 Pb(NO₃)₂ + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil.

Pada 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 contoh perpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua elektron (menjadi teroksidasi) ke ion Cu²⁺ yang menerima kedua elektron tersebut (mereduksinya menjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan logam seng.

Seandainya kedua reaksi paruh tersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam seng teroksidasi, 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 mengubah energi kimia (reaksi redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel Volta atau Sel Galvani.

Salah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalah Sel Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu²⁺ untuk menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).

Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO_4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO_4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron. Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula dengan jembatan 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 Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam seng teroksidasi dan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, tersebut digunakan oleh ion Cu²⁺ ­yang mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu²⁺ dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion pada jembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn²⁺ tetap bermuatan listrik netral.

Elektroda seng disebut anoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan elektron, maka anoda kaya akan elektron sehingga diberi tanda negatif (kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebut katoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi reduksi. Oleh karena katoda menerima elektron, maka katoda kekurangan elektron sehingga diberi tanda positif (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 dari anoda menuju katoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrik antara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur dengan voltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (E°_sel). Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pula arus listrik dan potensial standar sel yang dihasilkan.

Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan kesepakatan, reaksi oksidasi dinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksi dinyatakan di sisi kanan. Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut :

Zn_(s) / Zn²⁺_(aq) // Cu²⁺_(aq) / Cu_(s)

Saat konsentrasi ion Cu²⁺ dan Zn²⁺ masing-masing 1 M, terlihat pada voltmeter bahwa besarnya potensial standar sel (E°_sel) bagi Sel Daniell adalah 1,10 V pada suhu 25°C. Oleh karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel, maka potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan dari dua potensial standar setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sel lain yang terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar reduksi.

Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaitu elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H₂ sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H⁺ sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25°C. Sesuai dengan kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (E°_red SHE = 0).

2 H⁺ (1 M) + 2 e^- ------> H₂ (1 atm) E°­_red = 0 V

SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi (E°_red) elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilai E°­_red elektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilah Deret 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 – Au

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H⁺ memiliki E°_red bertanda negatif. Semakin ke kiri, nilai E°_red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H⁺ memiliki E°_red bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai E°_red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi pada sel volta adalah 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⁺ / Ni

Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (E°_sel) merupakan kombinasi dari E°_red katoda dan E°_red anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :

E°_{sel =} E° katoda - E° anoda

Potensial reduksi standar (E°_red) masing-masing elektroda dapat dilihat pada Tabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilai E°_red Fe adalah sebesar -0,44 V. Sementara nilai E°_red Ni adalah sebesar -0,28 V. Dengan demikian, nilai E°_sel Fe/Ni adalah sebagai berikut :

E°_sel = -0,28 – (-0,44) = +0,16 V

Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel positif. Reaksi tidak dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel negatif. Reaksi yang dapat berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya.

Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antara potensial sel (E_sel) dengan potensial sel standar (E°_sel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini :

E sel = E°_{sel - (RT/nF) ln Q}

Pada suhu 298 K (25°C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut :

E sel = E°_{sel - (0,0257/n) ln Q}

E sel = E°_{sel - (0,0592/n) log Q}

E_sel = potensial sel pada keadaan tidak standar

E°_sel = potensial sel pada keadaan standar

R = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.K

T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25°C atau 298 K]

n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan

Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir dari anoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilai E_sel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya, E_sel = 0 dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta.

Melalui pembahasan persamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakit sel volta yang tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion yang berbeda. Sel seperti ini dikenal dengan istilah Sel Konsentrasi.

Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan 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 (E°_sel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel konsentrasi Zn adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Cu²⁺ (1,0 M) + 2 e^- ------> Cu .......................... (1)

Anoda (-) : Cu ------>Cu ²⁺ (0,1 M) + 2 e^‑ .......................... (2)

Reaksi Sel : Cu²⁺ (1,0 M) ------> Cu²⁺ (0,1 M) ................................... [(1) + (2)]

Notasi Sel : Cu / Cu²⁺ (0,1 M) // Cu²⁺ (1,0 M) / Cu

Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut :

E sel = E°_{sel - (0,0257/2) ln ([}Cu2+_{] encer / [Cu}2+_{] pekat)}

E sel = _{0 - (0,0257/2) ln [(0,1] / [}1,0_])

E sel = 0,0296 volt

Potensial sel konsentrasi umumnya 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, E_sel = 0 dan aliran elektron terhenti.

Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel 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 Battery

Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau batu baterai kering. Pada batu baterai kering, logam seng berfungsi sebagai anoda. Katodanya berupa 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 MnO_2(s) + 2 e^- ------> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(aq) + H₂O_{(l) .................. (1)}

Anoda (-) : Zn_(s) ------> Zn²⁺_(aq) + 2 e^- ................. (2)

Reaksi Sel : 2 NH₄⁺_(aq) + 2 MnO_2(s) + Zn_(s) ------> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(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 Battery

Sering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri mempunyai struktur menyerupai sel kering. Dalam baterai ini, anodanya adalah logam seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementara katodanya adalah 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 Battery

Dikenal dengan sebutan baterai mobil atau aki/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 (+) : PbO_2(s) + 4 H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) + 2 e^- ------> PbSO_4(s) + 2 H₂O_{(l) ..................... (1)}

Anoda (-) : Pb_(s) + SO₄^2-_(aq) ------> PbSO_4(s) + 2 e^- ................................. (2)

Reaksi sel : PbO_2(s) + Pb_(s) + 4 H⁺_(aq) + 2 SO₄^2-_(aq) ------> 2 PbSO_4(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 Battery

Digunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifat portable. Potensial yang dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt. Anodanya adalah Li dalam grafit, sementara katodanya adalah oksida logam transisi (seperti CoO₂). Elektrolit yang digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Li⁺_(aq) + CoO_2(s) + e^- ------> LiCoO_{2(s) ................... (1)}

Anoda : Li_(s) ------> Li⁺ _(aq) + e^- ................... (2)

Reaksi sel : Li_(s) + CoO_2(s) ------> LiCoO_{2(s) ......................... [(1) + (2)]}

Bahan kimia berbahaya dalam kehidupan sehari-hari

Bahan kimia adalah bahan yang menyusun suatu zat. Bahan kimia itu dapat dikelompokan berdasarkan sifatnya, yaitu:
•    Mudah sekali terbakar
•    Mudah sekali meledak
•    Korosif (bahan yang menyebabkan pengikisan)
•    Serta Beracun

Sifat-Sifat Bahan Kimia
Sifat bahan kimia dapat dikenali dari kemasannya, yaitu sebagai berikut.
1.    Berbahan  kertas:  zat padat yang mengandung bahan kimia tetapi tidak berbahaya. Botol atau kaleng: zat cair yang mengandung bahan kimia berbahaya.
2.    Kaleng atau botol yang tidak tembus pandang: bahan kimianya mudah sekali rusak karena adanya pengaruh dari cahaya atau sinar Matahari langsung.
3.    Botol bermulut sempit dan tertutup rapat: zat yang mudah menguap.

Bahan Kimia Non-pangan dalam Kehidupan
Ada beberapa macam bahan kimia non pangan yang sering digunakan, yaitu:

1.  Bahan kimia pembersih
Dalam kehidupan sehari-hari, kita mengenal berbagai bahan kimia pembersih, di antaranya seperti sabun dan deterjen. Sabun dan deterjen dapat menjadikan lemak dan minyak yang tadinya tidak dapat bercampur dengan air menjadi mudah bercampur. Sabun dan deterjen dalam air dapat melepaskan sejenis ion yang dapat bersatu dengan air (hidrofilik) sehingga sabun dan detergen dapat larut dalam air dan bagian yang tidak dapat bersatu dengan air (hidrofobik) akan terlarut dalam minyak atau lemak. Berikut ini adalah macam-macam bahan kimia pembersih sebagi berikut.

a.   Sabun
Sabun adalah garam basa yang dapat diperoleh dari berbagai asam lemak. Sabun itu fungsinya untuk membersihkan kotoran pada pakaian dan kulit yang sulit dibersihkan dengan menggunakan air. Reaksi penyabunan disebut dengan yang namanya saponifikasi. Sabun yang terbuat dari natrium hidroksida disebut dengan sabun keras, sedangkan sabun yang terbuat dari kalium hidroksida disebut dengan sabun lunak. Pada pembuatan sabun secara modern, selain menggunakan salah satu dari basa NaOH atau KOH, ditambahkan pula bahan lain, seperti kayak krim, parfum, vitamin, pewarna, dan antiseptik. Krim itu fungsinya untuk menghaluskan kulit, kalau parfum memberi aroma wangi pada sabun, sedangkan vitamin berfungsi untuk meremajakan kulit, pewarna untuk 
menambah daya tarik, dan antiseptik beruna untuk membunuh kuman.

b.   Deterjen
Bahan dasar pembuatan deterjen adalah Alkyl Benzene Sulfonat (ABS). Daya cuci deterjen itu tenyata jauh lebih kuat dibandingkan dengan sabun. Bahkan, deterjen itui dapat bekerja pada air sadah lho…. Kelemahan deterjen dibandingkan sabun adalah deterjen sukar sekali diuraikan oleh mkroorganisme sehingga dapat mencemari lingkungan di sekitarnya

c.   Pasta gigi
Pasta gigi merupakan pembersih yang fungsinya untuk membersihkan gigi dari segala jenis kotoran. Pasta gigi itu dibuat dari kalsium karbonat yang dihaluskan dan dicampurkan dengan gliserin. Sering kali pasta gigi itu ditambahkan zat pewarna, rasa manis, pemberi napas segar, fluoride, dan kalsium.

d.    Sampo
Sampo itu terbuat dari basa natrium hidroksida (NaOH). Sampo juga sering  sekali ditambahkan zat lain, seperti Vitamin E, kondisioner, ekstrak ginseng, urang-aring, seledri, dan zat yang fungsinya untuk mencegah dan mengobati ketombe.

2.    Bahan pemutih
Pemutih biasanya digunakan untuk menghilangkan kotoran atau noda berwarna yang sulit sekali dihilangkan pada pakaian/bahan tekstil. Larutan pemutih yang dijual biasanya itu mengandung bahan aktif natrium hipoklorit (NaOCI) sekitar 5%.

3.    Pewangi
Pewangi merupakan bahan kimia yang biasanya terdapat dalam parfum, pengharum ruangan, pengharum lantai, pengharum pakaian, dan pengharum toilet. Aroma harum pada bahan pewangi dapat diperoleh dari bahan alami, seperti:

a.    Fenil alcohol            ->    terdapat pada bunga mawar
b.    Sitrat                      ->    buahjeruk
c.    Ambergis                ->    dari ekstrak usus ikan paus
d.    Gray amber            ->    dari sperma ikan hiu
e.    Castorium               ->    dari kelenjar kaki rusa betina yang ada diAmerika Utara dan Siberia
f.    C/Vet                      ->    dari kelenjar musang Ethiopia

Bahan pewangi umumnya terdiri atas tiga bentuk, yaitu:
a.    Pewangi padat, misalnya kayak bedak.
b.    Pewangi cair, misalnyakayak deodoran.
c.    Pewangi aerosol cair, misalnya kaya  parfum. Pewangi berbentuk aerosol cair menggunakan senyawa kimia pendorong (propelan) agar dihasilkan aerosol, yaitu kloroflurokarbon (CFC).

4.   Bahan pembasmi serangga
Insektisida ada tiga macam, yaitu:
a.    Racun pencernaan
Racun pencernaan adalah bahan kimia yang jika termakan oleh serangga akan merusak saluran pencernaan sehingga serangga akan mati. Misalnya:
•    DDT = dikloro difenil trikloretan
•    BHC = benzena heksa klorida

b.    Racun luar tubuh
Racun luar tubuh adalah bahan kimia yang akan membunuh serangga jika terjadi kontak langsung antara bahan kimia dan serangga. Misalnya seperti :
•    DDT
•    Dieldrin
•    BHC
•    Aldrin

c.    Racun pernapasan
Racun pernapasan adalah bahan kimia yang jika terhirup atau dihirup oleh serangga akan merusak saluran pernapasannya sehingga menyebabkan serangga itu mati. Misalnya seperti:
•    BHC
•    Asam sianida
•    Karbon disulfide

5.   Pupuk
Pupuk buatan yang umum digunakan adalah pupuk nitrogen, pupuk fosfor, dan pupuk natrium. Pemberian pupuk secara beriebihan dapat menimbulkan pencemaran tanah.

Efek Samping Penggunaan Bahan bagi Lingkungan dan Manusia
1.    Beberapa bahan kimia disinyalir merupakan pemicu kanker dan alergi.
2.    Penggunaan pemutih gigi dapat menyebabkan gusi mengalami iritasi, bahkan kanker gigi karena kandungan merkuri di dalamnya.
3.    Kesalahan penggunaan sabun/deterjen dapat mengakibatkan iritasi pada kulit.
4.    Senyawa klorofluorokarbon (CFC) atau karbon dioksida (C02) dalam aerosol cair atau bahan kimia semprot mengakibatkan penyebab utama penipisan ozon dan efek rumah kaca {green house effect).
5.    Limbah plastik dan styrofoam tidak dapat diuraikan oleh mikroorganisme yang mengakibatkan pencemaran lingkungan.
6.    Limbah cair dari kegiatan mencuci menyebabkan terjadinya eutrofikasi (perairan menjadi subur). Ini menyebabkan terjadinya Alga yang melimpah dan akan menjadi sampah organik sehingga perairan kekurangan oksigen.

Pencegahan Efek Samping Bahan Kimia
1.    Gunakan pupuk secukupnya.
2.    Gunakan cat yang aman, tidak mengandung merkuri atau timbal yang berbahaya bagi lingkungan.
3.    Jangan membakar sampah yang mengandung kemasan bahan kimia berbentuk aerosol cair.
4.    Gunakan sarung tangan ketika menggunakan pembersih kamar mandi.
5.    Pilihlah sabun, sampo, dan pembersih tubuh yang memilki pH seimbang.
6.    Jangan mencampur bahan kimia pemutih dengan bahan kimia lain tanpa petunjuk penggunaan yang   jelas.
7.    Gunakan bahan kimia secukupnya saja.
8.    Selalu   membaca   label  peringatan  serta petunjuk  penggunaan   pada   label kemasan.