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

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

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

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.

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. .

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

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

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:

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

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.

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.

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

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.

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.

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

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:

 

(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 : 

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 (E0sel ) = 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

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

250C 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

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).

E0sel = E0

katode - E0anode

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.

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)

Syarat reaksi redoks berlangsung spontan, yaitu logam L terletak

sebelah kiri logam A dalam deret volta ( E0 L lebih besar dari E0 A).

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.

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.