BAB I

PENDAHULUAN

1.1 LATAR BELAKANG MASALAH

Perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi memberikan dampak yang besar terhadap

kehidupan manusia. Tidak hanya berdampak pada kehidupan manusia sebagai makhluk

individual, tapi sampai pada kehidupan manusia sebagai makhluk sosial.Kecanggihan teknologi

dan berbagai macam penemuan-penemuan baru memanjakan manusia, semakin mempermudah

pelaksanaan tugas dan aktifitas kehidupan. Namun hal ini juga meningkatkan taraf hidup

kebutuhan manusia, semakin tinggi pengetahuan yang dimilikinya maka akan semakin banyak

hal dan barang yang dibutuhkannya. Salah satu contoh kebutuhan manusia sebagai dampak

perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi adalah diantaranya megenai kebutuhan tentang

pemakaian barang elektroknika Di mana dalam kehidupan sehari-hari kita menjumpai suatu

peralatan-peralatan elektronika yag didalam terdapat berbagai macam komponen yang didalam

termasuk sel elektrokimia khususnya sel galvani atau biasanya di sebut dengan sel volta.Tapi di

zaman sekarang orang atau masyrakat kita hanya ingin mrnggunakan barang tersebut tanpa mau

mengetahui peristiwa apa atau apa yang ada di dalam peralatan yang ia gunakan yang dapat

menunjang jalan atau proses beraktifitas barang tersebut .

Jadi disebabkan masalah inilah kami bersama-sama membuat suatu makalah yang akan

membahas tengtang suatu hal yang sangat sering kita temui tapi kita tidak perhatkannya dengan

seksama yang berada dalam barang elektronik yang sering kita gunakan yaitu makalah tentang

sel elektrokima : sel galvani

1.2 RUMUSAN MASALAH

Bagaimana konsep dan prinsip dasar dari sel volta?

Bagaimana penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari?

Apa itu potensial elektroda?

Struktur sel volta?

1.3 TUJUAN PENULISAN

Adapun tujuan dari pembuatan makalah ini adalah:

Untuk mengetahui konsep dan prinsip dasar dari sel volta?

Untuk mengetahui penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari?

Untuk mengetahui potensial elektroda?

Untuk mengetahui Struktur sel volta?

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 SEJARAH PENEMUAN SEL LISTRIK

Dalam dunia listrik banyak sekali penemu-penemu yang telah berpartisipasi. Berikut

merupakan orang yang pertama kali menemukan manfaat listrik dalam kehidupan sehari.

1. Luigi Galvani

Pada tahun 1780-an ahli anatomi Itali, Luigi Galvani, secara tak sengaja melihat kaki

kodok yang sudah mati bisa terkejut saat pisau bedahnya menyentuh saraf kaki kodok, ia

berpendapat bahwa efek ini berkaitan dengan sifat-sifat syaraf.

2. Alessandro Volta

Alessandro Volta lahir di Como, Italia pada 1745. Pada 1774, ia diangkat sebagai

profesor fisika di Royal School di Como. Sementara di Royal School, Alessandro Volta

dirancang penemuan pertamanya yang Electrophorus pada tahun 1774, sebuah alat yang

menghasilkan listrik statis. Tahun 1800, Alessandro Volta dari Italia membangun tumpukan

volta dan menemukan metode praktis pertama dari pembangkit listrik. Count Volta juga

membuat penemuan-penemuan di elektrostatika, meteorologi, dan pneumatik. Penemuan yang

paling terkenal, bagaimanapun, adalah baterai pertama. Dibangun dari cakram bolak seng dan

tembaga, dengan potongan karton direndam dalam air garam antara logam, tumpukan volta

dihasilkan arus listrik. Melakukan busur logam digunakan untuk membawa listrik dari jarak yang

lebih jauh. Alessandro Volta's volta tumpukan pertama adalah baterai yang menghasilkan yang

handal, stabil arus listrik.

Salah satu dari Alessandro Volta kontemporer adalah Luigi Galvani, pada kenyataannya,

itu Volta tidak setuju dengan teori Galvani galvanik tanggapan (jaringan hewan mengandung

bentuk listrik) yang menyebabkan Volta untuk membangun tumpukan volta untuk membuktikan

bahwa listrik tidak berasal dari jaringan hewan tapi yang dihasilkan oleh kontak dari berbagai

logam, kuningan dan besi, di sebuah lingkungan lembab. Ironisnya, keduanya ilmuwan benar.

3. Michael Faraday

Michael Faraday lahir pada tanggal 22 September 1791 di Newington Butts, Inggris.

Ketika umurnya menginjak 20 tahun, dia mengikuti ceramah-ceramah yang diberikan oleh

ilmuwan Inggris kenamaan. Salah satunya adalah Sir Humphry Davy, seorang ahli kimia yang

juga kepala laboratorium Royal Institution. Berkat kegigihannya dalam belajar, hanya dalam

waktu relatif singkat, ia dapat membuat penemuan-penemuan baru atas hasil kreasinya sendiri,

yaitu menemukan dua senyawa klorokarbon dan berhasil mencairkan gas klorin dan beberapa

gas lainnya. Berkat kepandainnya pula, Faraday dapat berhubungan dengan para ahli ternama,

seperti Andre Marie Ampere.

Penemuan Faraday pertama yang penting di bidang listrik terjadi tahun 1821. Dua tahun

sebelumnya Oersted telah menemukan bahwa jarum magnet kompas biasa dapat beringsut jika

arus listrik dialirkan dalam kawat yang tidak berjauhan. Dari temuan ini, Faraday berkesimpulan,

jika magnet diketatkan, yang bergerak justru kawatnya. Bekerja atas dasar dugaan ini, dia

berhasil membuat suatu skema yang jelas di mana kawat akan terus-menerus berputar berdekatan

dengan magnet sepanjang arus listrik dialirkan ke kawat. Sesungguhnya, dalam hal ini Faraday

sudah menemukan motor listrik pertama, suatu skema pertama penggunaan arus listrik untuk

membuat sesuatu benda bergerak. Betapa pun primitifnya, penemuan Faraday ini merupakan

"nenek moyang" dari semua motor listrik yang digunakan dunia sekarang ini. Sejak

penemuannya yang pertama pada tahun 1821, Michael Faraday si ilmuwan autodidak ini

namanya mulai terkenal. Hasil penemuannya dianggap sebagai pembuka jalan dalam bidang

kelistrikan. Hukum Faraday Dalam percobaan-percobaan yang dilakukannya pada tahun 1831, ia

menemukan bahwa bila magnet dilalui sepotong kawat, arus akan mengalir di kawat, sedangkan

magnet bergerak. Keadaan ini disebut "pengaruh elektromagnetik" dan penemuan ini disebut

"Hukum Faraday". Dengan berbagai temuannya, tak berlebihan jika Faraday termasuk salah satu

tokoh yang telah memberi sumbangan terbesar pada umat manusia. Ia seorang yang sederhana,

seorang penemu yang mulai belajar secara autodidak.

2.2 PENGERTIAN SEL VOLTA (GALVANI)

Eletrokimia adalah ilmu yang berkaitan dengan listrik dan reaksi kimia. Sel elektrokimia

terdiri dari sel volta atau sel galvani dan sel elektrolisis

Perbedaan antara sel volta dengan sel elektrolisis adalah :

Sel Volta

· reaksi kimia diubah menjadi energi

listrik

· Reaksi redoks  spontan

· Katoda (+) dan anoda (-)

Contoh : sel aki

sel elektrolisis

· energi listrik diubah menjadi reaksi kimia

· Reaksi redoks tak spontan

· Katoda (-) dan anoda (+)

Penemu Sel Volta/Galvani

Sel volta atau sel galvani adalah suatu sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah

elektrode yang dapat menghasilkan energi listrik akibat terjadinya reaksi redoks secara spontan

pada kedua elektroda tersebut. Sel volta terdiri atas elektroda negatif tempat berlangsungnya

reaksi oksidasi yang disebut anoda, dan elektroda positif tempat berlangsungnya reaksi reduksi

yang disebut katoda.

Susunan sel volta adalah :

 

Notasi sel :  Y | ion Y  || ion X | X

Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode (yang mengalami reduksi), dan  bagian

kiri menyatakan anode (yang mengalami oksidasi). Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan

dengan || sedangkan batas fasa dinyatakan |.

Pada gambar di atas, logam X mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding

logam Y, sehingga logam Y bertindak sebagai anoda dan logam X bertindak sebagai katoda.

Jembatan garam mengandung ion-ion positif dan ion-ion negatif yang berfungsi menetralkan

muatan positif dan negatif dalam larutan elektrolit.

Contoh Soal Penulisan Notasi Sel :

Tuliskan notasi sel untuk reaksi

Cu2+ +Zn ® Cu + Zn2+

Maka notasi selnya : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Prinsip kerja

1. Terdiri atas elektroda dan elektrolit yang dihubungkan dengan sebuah jembatan garam.

2. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi dan pada katoda terjadi reaksi reduksi.

3. Arus elektron mengalir dari katode ke anode.

4. Arus listrik mengalir dari katode ke anode.

5. Adanya jembatan garam untuk menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.

6. Terjadi perubahan energi: energi kimia menjadi energi listrik.

Penjelasan Deret volta

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).

Dari penjelasan tentang derat Volta di atas maka dapat dikatakan bahwa:

Semakin ke kanan, semakin mudah direduksi dan sukar di oksidasi.

Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi dan sukar direduksi.

Perhatikan gambar berikut!

Rangkaian sel volta yang terdiri atas elektroda magnesium dan seng, dengan potensial elektrode

Mg2+ | Mg = – 2,38 volt , Zn2+ | Zn = – 0,76 volt.

Gambar sel Volta elektroda Mg dan Zn

Penjelasan :

potensial reduksi logam magnesium lebih negatif dari potensial reduksi logam zeng, sehingga

logam magnesium bertindak sebagai anoda dan logam seng bertindak sebagai katoda.

Beda potensial Sel dirumuskan :

Untuk keadaan standar dengan konsentrasi larutan 1 molar:                      

                    Eosel

= Ekatoda – E anoda

Untuk keadaan standar dengan konmsentrasi larutan tidak 1 molar:

                                                                 Ket:  n = jumlah electron

2.3 PRINSIP KERJA SEL VOLTA (GALVANI)

a. Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :

• Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.

• Aturan sel volta :

- Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik

- Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif

- Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif

- Elektron mengalir dari anoda ke katoda

b. Konsep-konsep Sel Volta

Sel Volta:

1. Deret Volta/Nerst

a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi,

makin aktif, dan sukar direduksi.

Prinsip:

1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi

2. Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda

3. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

Contoh dari sel galvani :

/ = potensial ½ sel

// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)

2.4 Struktur Sel Volta 

Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dalam

larutan elektrolit dan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat, sebuah sel volta akan

tersusun. Pertama, logam dengan kecenderungan ionisasi yang lebih besar akan teroksidasi,

menghasilkan kation yang terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yang dihasilkan

akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada

logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation  yang terlarut dalam larutan elektrolit

akan direduksi dengan adanya elektron yang mengalir ke logam tersebut.

Dalam gambar diagram skematik sel volta di atas terlihat arah arus listrik berlawanan

dengan aliran elektron, jadi arus listrik mengalir dari logam yang kecenderungan ionisasinya

lebih rendah ke logam yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi. Kemudian yang perlu

dipahami disini bahwa kation yang dihasilkan dari reaksi pada elektroda negatif (oksidasi)

berbeda dengan kation yang bereaksi pada elektroda positif (reduksi). Untuk lebih jelasnya

perhatikan percobaan berikut ini :

Baterai Jeruk

Elektroda negatif/anoda : Logam Zn

Elektroda positif/katoda : Logam Cu

Larutan elektrolit : asam jeruk (H+) penggunaan Zn sebagai anoda karena kecenderungan ionisasi

Zn lebih tinggi dari H dan Cu sebagai anoda karena kecenderungan ionisasi Cu lebih rendah dari

H sehingga pada anoda logam Zn dioksidasi menghasilkan ion Zn2+ dan melepas elektron.

Zn → Zn2+ + 2 e-

pada katoda ion H+ yang dihasilkan dari larutan asam jeruk direduksi menjadi molekul hidrogen.

2H+ + 2e- → H2

a. Reaksi Pada Sel Galvani

Reaksi kimia yang terjadi pada bejana sebelah kanan merupakan reaksi reduksi dari ion

tembaga (bilangan oksidasi positif) menjadi logam tembaga. Hal ini menyebabkan massa

elektroda tembaga bertambah. Kekurangan muatan positif terhadap muatan negatif akibat

reduksi tembaga segera disetimbangkan oleh muatan positif jembatan garam. Dengan demikian

elektrolit tetap netral. Sebaliknya elektrolit dalam bejana kiri akan terjadi penambahan kation

sebagai akibat reaksi oksidasi logam zink. Hal ini dapat diketahui karena berkurangnya massa

elektroda zink. Reaksi sel yang terjadi adalah :

Zn (s) + Cu2+ ⇌ Zn2+ + Cu (s)

b. Jembatan Garam

Jembatan garam adalah alat yang digunakan untuk menghubungkan reaksi reduksi dan

oksidasi setengah sel dari sel volta. Jembatan garam berbentuk seperti huruf U terbalik yang diisi

dengan larutan elektrolit KCl (dalam agar-agar) yang kedua ujungnya disumbat dengan kapas

agar tidak terjadi aliran mekanis. Selain KCl, bisa juga digunakan elektrolit KNO 3, NaCl dan

K2SO4. Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menghantarkan arus listrik antara kedua

elektrolit yang berada dalam bejana. Selain itu, jembatan garam juga berguna untuk menetralkan

kelebihan atau kekurangan muatan dari ion-ion yang ada dalam larutan di dalam kedua bejana

selama reaksi elektrokimia berlangsung. Oleh karena itu syarat dari suatu zat yang digunakan

untuk jembatan garam adalah zat tersebut tidak boleh bereaksi dengan elektrolit yang digunakan

dalam pengukuran potensial sel.

c. Elektroda Sel Galvani

Elektroda dalam sel Galvani terbalik dengan elektroda sel elektrolisis. Dalam sel Galvani,

Anoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi oksidasi (kehilangan elektron). Anoda

menarik anion.

Katoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi reduksi (menerima elektron). Katoda

menarik kation.

d. Perhitungan Potensial Standar

Potensial listrik standar dapat ditentukan dengan menggunakan tabel potensial standar

stengah sel. Langkah pertama adalah mengetahui logam apa yang bereaksi dalam sel. Kemudian

mencari potensial elektroda standar (E0) dalam volt, dari masing-masing dua setengah reaksi.

Contoh perhitungan sel volta adalah sebagai berikut. Pada gambar di atas ada larutan

ZnSO4 dan CuSO4 yang dihubungkan oleh jembatan garam. Elektroda yang digunakan adalah

zink dan tembaga. Maka potensial standar yang dihasilkan adalah:

Cu2+ + 2 e- ⇌ Cu E0 = +0,34 V

Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn E0 = -0,76 V

Potensial standar didapatkan dengan cara menghitung E yang lebih besar dikurangi E yang lebih

kecil. Jadi,

E0 = +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V

e. Potensial Sel  Volta

Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan menggunakan

potemsiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan

potensial reduksi (E°red) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan

potensial reduksi pada katoda.

sebagai contoh pada sel daniel :

Zn2+ + 2e → Zn       E° = -0,76 V 

Cu2+ + 2e → Cu      E° = +0,34 V

yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebih kecil akan di oksidasi dan yang

potensial reduksi (E°red) lebih besar akan direduksi.

Anoda (oksidasi)       :   Zn            → Zn2+ + 2e     E° = +0,76 V

Katoda (reduksi)       :  Cu2+ + 2e  → Cu               E° = +0,34 V

Reaksi total (redoks) :   Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu    E° = +1,10 V

secara singkat dapat dihitung :

nilai E°red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. maka Zn akan

dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E°oks Zn = +0,76 V

E°red Cu = +0,34 V

E°sel  = E°oks + E°red = 0,76 + 0,34 = 1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung

secara spontan.

maka sebaliknya reaksi :

Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn     E° = -1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan

terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akan

dibahas pada bab sendiri yakni pada bab elektrolisis.

2.5 POTENSIAL ELEKTRODA

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda

negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua

elektroda. Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (∆V) antara dua elektroda dengan

menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka

akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol  yang disebut sebagai

potensial sel (E°sel).

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan

konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel Daniell, bila diukur

dengan potensiometer beda potensial pada  suhu 25°C saat konsentrasi ion Zn2+ dan Cu2+ sama

adalah 1,10 V. Bila elektroda Cu/Cu2+ dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag+ ,

potensial sel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat menghasilkan nilai

potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan untuk mengukur

perbedaan potensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai potensial mutlak

untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan.

Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau

pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan telah ditentukan yang digunakan

sebagai elektroda standar adalah elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas H2

dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam platina (Pt) yang dilapisi serbuk Pt

halus pada suhu 25°C dalam larutan asam (H+) 1 M. Berdasarkan perjanjian elektroda Hidrogen

diberi nilai potensial 0,00 Volt.

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen/standar (H/H+) dan elektroda

Zn/Zn2+ adalah -0,76 V. Bila elektroda Zn/Zn2+ diganti dengan elektroda Cu/Cu2+ maka besar

potensial selnya menjadi +0,34 V.

H2 + Zn2+ → 2H+ + Zn       E° = -0,76 V

H2 + Cu2+ → 2H+ + Cu       E° = +0,34 V

karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V maka potensial reduksi (E° red) Zn dan Cu

dapat ditentukan :

Zn2+ + 2e → Zn       E° = -0,76 V  disingkat E°red Zn = -0,76 V

Cu2+ + 2e → Cu      E° = +0,34 V disingkat E°red Cu = +0,34 V

potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron. jadi berdasarkan

nilai potensial elektroda di atas, potensial elektroda Zn bernilai negatif (-) menunjukkan bahwa 

Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+ dan Cu bernilai

positif (+) menunjukkan bahwa  Cu/Cu2+ lebih mudah untuk menerima elektron/direduksi

dibanding dengan H/H+.

Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya

semakin mudah direduksi berarti semakin sukar dioksidasi. karena besar potensial oksidasi

(E°oks) berlawanan dengan potensial reduksi (E°red).

Zn  → Zn2+ + 2e     E° = +0,76 V  disingkat E°oks Zn = +0,76 V

Cu → Cu2+ + 2e     E° = -0,34 V disingkat E°oks Cu = -0,34 V

Tabel Potensial Elektroda Standar

Setengah Reaksi Reduksi ( pada Katoda ) E°red (volts)

Li+(aq) + e- → Li(s)

-3.04

K+(aq) + e- → K(s)

-2.92

Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)

-2.76

Na+(aq) + e- → Na(s)

-2.71

Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s)

-2.38

Al3+(aq) + 3e- → Al(s)

-1.66

2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)

-0.83

Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s)

-0.76

Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s)

-0.74

Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)

-0.41

Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s)

-0.40

Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)

-0.23

Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s)

-0.14

Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s)

-0.13

Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s)

-0.04

2H+(aq) + 2e- → H2(g)

0.00

Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+

(aq)

0.15

Cu2+(aq) + e- → Cu+

(aq)

0.16

ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3

-(aq) + 2OH-

(aq)

0.17

AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq)

0.22

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

0.34

ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2

-(aq) + 2OH-

(aq)

0.35

IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-

(aq) + 2OH-(aq)

0.49

Cu+(aq) + e- → Cu(s)

0.52

I2(s) + 2e- → 2I-(aq)

0.54

ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-

(aq) + 2OH-(aq)

0.59

Fe3+(aq) + e- → Fe2+

(aq)

0.77

Hg22+

(aq) + 2e- → 2Hg(l)

0.80

Ag+(aq) + e- → Ag(s)

0.80

Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l)

0.85

ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-

(aq) + 2OH-(aq)

0.90

2Hg2+(aq) + 2e- → Hg2

2+(aq)

0.90

NO3-(aq) + 4H+

(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l)

0.96

Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq)

1.07

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l)

1.23

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+

(aq) + 7H2O(l)

1.33

Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)

1.36

Ce4+(aq) + e- → Ce3+

(aq)

1.44

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l)

1.49

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l)

1.78

Co3+(aq) + e- → Co2+

(aq)

1.82

S2O82-

(aq) + 2e- → 2SO42-

(aq)

2.01

O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l)

2.07

F2(g) + 2e- → 2F-(aq)

2.87

  tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deret volta yang sering keluar dalam

materi SMA disusun dalam baris sebagai berikut :

K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au

Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah menerima elektron dan

merupakan oksidator (penyebab zat lain mengalami oksidasi).

Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas elektron dan

merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami reduksi).

Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya :

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya :

Cu + Zn2+ → tidak bereaksi

2.5 PENERAPAN DALAM KEHIDUPAN SEHARI – HARI

SEL VOLTA PRIMER

a.      Sel Kering Seng – Karbon

Sel kering juga dapat disebut sel Lenchanche atau baterai. Baterai kering ini

mendapatkan hak paten penemuan di tahun 1866. Sel Lanchache ini terdiri atas suatu silinder

zink berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), karbon (C), dan sedikit air.

Dengan adanya air jadi baterai kering ini tidak 100% kering.

Sel ini biasanya digunakan sebagai sumber tenaga atau energi pada lampu, senter, radio,

jam dinding, dan masih banyak lagi. Penggunaan logam seng adalah sebagai anoda sedangkan

katoda digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang dicelupkan ditengah-tengah pasta. Pasta ini

bertujuan sebagai oksidator. Seng tersebut akan dioksidasi sesuai dengan persamaan reaksi di

bawah ini:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-  (anoda)

Sedangkan katoda terdiri atas campuran dari MnO2 dan NH4Cl. Reaksi yang terjadi dapat ditulis

sebagai berikut:

2MnO2(s) + 2NH4+

(aq) 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)  (katoda)

Katoda akan menghasilkan ammonia, ammonia ini akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan di

anode. Reaksi tersebut akan membentuk ion yang kompleks [Zn(NH3)4]2+. Sel kering ini tidak

dapat digunakan berulang kali dan memiliki daya tahan yang tidak lama. Dan harganya di

pasaran sangatlah murah.

b.      Baterai Merkuri

Baterai merkuri ini merupakan satu dari baterai kecil yang dikembangkan untuk usaha

perdagangan atau komersial. Anoda seng dan katoda merkuri (II) oksida (HgO) adalah penyusun

dari baterai merkuri ini yang dihubungkan dengan larutan elektrolit kalium hidroksida (KOH).

Sel ini mempunyai beda potensial ± 1,4V. Reaksi yang terjadi pada baterai ini adalah:

Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O + 2e-  (anoda)

HgO(s) + H2O + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq)  (katoda)

Reaksi dari keseluruhan atau disebut reaksi bersih adalah:

Zn(s) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l) 

c.       Baterai Perak Oksida

Baterai perak oksida tergolong tipis dan harganya yang relatif lebih mahal dari baterai-

baterai yang lainnya. Baterai ini sangat populer digunakan pada jam, kamera, dan kalkulator

elektronik. Perak oksida (Ag2O) sebagai katoda dan seng sebagai anodanya. Reaksi elektrodenya

terjadi dalam elektrolit yang bersifat basa dan mempunyai beda potensial sama seperti pada

baterai alkaline sebesar 1,5V. Reaksi yang terjadi adalah:

Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-  (anoda)

Ag2O(s) + H2O + 2e- → 2Ag(s) + 2OH-(aq)  (katoda)

d.      Baterai Litium

Terdiri atas litium sebagai anoda dan MnO2 sebagai oksidator (seperti pada baterai

alkaline). Baterai Litium ini dapat menghasilkan arus listrik yang lebih besar dan daya tahannya

lebih lama dibandingkan baterai kering yang berukuran sama. Berikut notasi dari baterai Litium:

Li│Li+ (pelarut non-air)│KOH (pasta)│MnO2, Mn(OH)3, C

SEL VOLTA SEKUNDER

a.      Aki Timbal

  Aki merupakan jenis baterai yang dapat digunakan untuk kendaran bermotor atau

automobil. Aki timbal mempunyai tegangan 6V atau 12V, tergantung jumlah sel yang digunakan

dalam konstruksi aki timbal tersebut. Aki timbal ini terdiri atas katoda PbO2 (timbel(IV) oksida)

dan anodanya Pb (timbel=timah hitam). Kedua zat sel ini merupakan zat padat, yang dicelupkan

kedalam larutan H2SO4. Reaksi yang terjadi dalam aki adalah:

Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e-  (anoda)

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4

2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O  (katoda)

      Aki ini dapat diisi ulang dengan mengalirkan lagi arus listrik ke dalamnya. Pengisian aki

dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki,

anoda (Pb) mengirim elektron ke katoda (PbO2). Sementara itu pada pengisian aki, elektrode

timbal dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga Pb2SO4  yang terdapat pada

elektrode timbal itu direduksi. Berikut reaksi pengisian aki:

PbSO4(s) + H+(aq) +2e- → Pb(s) + HSO4-(aq)  (elektrode Pb sebagai katoda)

PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+

(aq) + 2e-   (elektrode PbO2 sebagai anoda).

b.      Baterai Nikel Kadmium

Baterai nikel-kadmium merupakan baterai kering yang dapat diisi ulang. Sel ini biasanya

disebut nicad atau bateray nickel-cadmium. Reaksi yang terjadi pada baterai nikel-kadmium

adalah:

 Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-  (anoda)

NiO2(s) + 2H2O + 2e- → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)  (katoda)

Reaksi keseluruhan adalah:

Cd(s) + NiO(aq) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

      Baterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya.

Baterai nikel-kadmium memiliki tegangan sekitar 1,4V. Dengan membalik arah aliran elektron,

zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula.

c.       Sel Perak Seng

Sel ini mempunyai kuat arus (I) yang besar dan banyak digunakan pada kendaran-

kendaraan balap. Sel perak seng dibuat lebih ringan dibandingkan dengan sel timbal seng. KOH

adalah elektrolit yang digunakan dan elektrodenya berupa logam Zn (seng) dan Ag (perak).

d.      Sel Natrium Belerang

Sel natrium belerang ini dapat menghasilkan energi listrik yang lebih besar dari sel perak

seng. Elektrodenya adalah Na (natrium) dan S (sulfur).       

e.       Sel Bahan Bakar

Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar seperti campuran

hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini biasanya

digunakan untuk sumber energi listrik pesawat ulang-alik, pesawat Challenger dan Columbia.

Yang berperan sebagai katode adalah gas oksigen dan anodanya gas hidrogen. Masing-masing

elektrode dimasukkan kedalam elektrode karbon yang berpori-pori dan masing-masingnya

elelktrode digunakan katalis dari serbuk platina.

Katoda: menghasilkan ion OH-

O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq)

Anoda: dari katode bereaksi dengan gas H2

H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) + 2e-

Reaksi selnya adalah: O2(g) + 2H2(g) → 2H2O(l)

BAB III

PENUTUP

3.1 KESIMPULAN

Setelah melakukan pembahasan maka kelompok kami dapat menyimpulkan bahwa :

Elektrokimia adalah suatu Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron) Sel

galvani adalah suatu Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik

Dan prinsip dasar dari sel volta(galvani) adalah 

• Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.

• Aturan sel volta :

- Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik

- Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif

- Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif

- Elektron mengalir dari anoda ke katoda

- Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan Yang berakibat terjadinya

reaksi redoks secara spontan pada kedua elektroda tersebut.Sehingga dihasilkan beda

potensial

3.2 SARAN

Setelah penyusun melaksanakan penyusunan makalah ini, selama kurang lebih 2 minggu

penyusun banyak mendapat pengalaman baik dari pencarian artikel-artikel tentang elektrokimia

maupun pengalaman yang lainya