Sel Elektrokimia dan Sel Volta

BAB I

PENDAHULUAN

A.    Latar Belakang

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia di karakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki.

Metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/ berbeda dalam suatu sistem elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia.

Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua:

1.      Sel Galvani

2.      Sel Elektrolisis

B.     Rumusan Masalah

1.        Apakah pengertian dari elektrokimia ?

2.        Bagaimana penggolongan sel elektrokimia

3.        Apakah pengertian dari sel Galvani/sel Volta

C.    Tujuan

1.        Untuk mengetahui penggolongan sel elektrokimia

2.        Untuk menambah pengetahuan tentang hubungan potensial sel dan  reaksi dengan reaksi kimia.

3.        Untuk mengetahui pengertian dari sel Volta dan rangkaiannya.

D.     Manfaat Penulisan

Manfaat penulisan makalah ini, adalah sebagai berikut:

1.      Sebagai acuan atau referensi bagi siswa yang akan mempelajari tentang sel elektrokimia.

2.      Sebagai pemenuhan tugas

3.      Sebagai sarana atau sumber pemberian informasi bagi pembaca tentang sel elektrokimia.

BAB II

PEMBAHASAN

A.    Sel Elektrokimia –

Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi elektrokimia penting dalam sel galvani (yang menghasilkan arus listrik) dan sel elektrolisis (yang menggunakan arus listrik). Pengukuran daya gerak listrik (DGL) suatu sel elektrokimia dalam jangkauan suhu tertentu dapat digunakan untuk menentukan nilai – nilai termodinamika reaksi yang berlangsung serta koefisien aktifitas dari elektrolit yang terlibat.

Dalam sel elektrokimia berlangsung proses eletrokimia, yaitu suatu proses reaksi kimia menghasilkan arus listrik, atau sebaliknya, arus listrik menyebabkan terjadinya suatu reaksi kimia. Sel elektrokimia digunakan secara luas dalam kehidupan sehari-hari, misalnya dalam proses pemurnian logam, penyepuhan logam dan pada berbagai peralatan eletronika [ baterai, akumulator].

1. Hukum Coulomb, Medan Listrik, dan Potensial Listrik

Di antara empat macam antaraksi fisika yang dikenal (antaraksi inti yang kuat, antaraksi lemah, antaraksi elektromagnetik, dan gravitasi), hanya antaraksi elektromagnetik yang penting dalam bidang kimia. Dasar antaraksi ini adalah adanya gaya tarik atau gaya tolak antara dua muatan, yaitu Q₁ dan Q₂. Gaya ini merupakan besaran vektor yag dirumuskan sebagai Hukum Coulomb.

                                 r   ...........................       (4.1)

dimana   r = jarak antar muatan (unit vektor yang bergantung arah gaya)

         ε₀ = permitivitas ruang hampa (8,854.10¹² C² N^-1 m^-2)

         ε_r = permitivitas relatif / konstanta dielektrik

Jika arah gaya tidak diperhatikan, maka

                                    .....................................       (4.2)

        Kekuatan medan listrik pada titik tertentu (E) diartikan sebagai gaya listrik per muatan unit. Jika pada percobaan muatan Q₁ sangat kecil, maka

                                   .................................       (4.3)

Medan listrik dinyatakan dalam satuan SI Vm^-1. Pada pembahasan selanjutnya, simbol E akan digunakan untuk menyatakan daya gerak listrik (DGL), yaitu perbedaan potensial listrik antara dua titik dan dinyatakan dalam satuan Volt (V).

        Besarnya medan listrik yang ada di sekitar partikel bermuatan adalah turunan dari besaran skalar yang disebut potensial listrik. Potensial listrik (Φ) didefinisikan sebagai kerja yang dibutuhkan untuk membawa suatu unit muatan positif dari titik awal ke titik tertentu.

                                  

                                        ........................................       (4.4)

2. Elektroda dan Potensial Elektroda Standar (E^o)

Pembahasan sel elektrokimia dimulai dengan menggambarkan elektroda yang menyusun sel elektrokimia. Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan kimia (reagents) yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda. Setiap elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada tiap elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda. Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :

1.     Elektroda logam – ion logam

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu²⁺.

2.     Elektroda amalgam

Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M²⁺). Logam – logam aktif seperti Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.

3.     Elektroda redoks

Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya elektroda Pt | Fe³⁺, Fe²⁺.

4.     Elektroda logam – garam tak larut

Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat sedikit larutnya M_υ+X_υ- dan larutan yang jenuh dengan M_υ+X_υ- serta mengandung garam atau asam terlarut dengan anion X^z-. Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang mengandung ion Cl^- dari KCl atau HCl.

5.     Elektroda gas

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berda dalam kesetimbangan dengan ion – ion dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H_2(g) | H⁺_(aq).

6.     Elektroda non logam non gas

Yaitu elektroda yang berisi unsur selain logam dan gas, misalnya elektroda brom (Pt | Br_2(l) | Br^-_(aq)) dan yodium (Pt | I_2(s) | I^-_(aq)).

7.     Elektroda membran

Yaitu elektroda yang mengandung membran semi permiabel.

Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua elektroda yaitu elektroda pengukur dan elektroda pembanding. Sebagai elektroda pembanding umumnya digunakan elektroda hidrogen (H⁺ | H₂ | Pt) atau elektroda kalomel (Cl^- | Hg₂Cl_2(s) | Hg). Beda potensial inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik (DGL). Untuk menghitung DGL sel, digunakan potensial elektroda standar (E^o)

3. Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia tersusun atas dua elektroda, yaitu anoda dan katoda. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi :

a.       Sel Galvani/Sel Volta

Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Arus listrik mengalir dari katoda menuju anoda .Reaksi kimia yang terjadi pada sel galvani berlangsung secara spontan. Salah satu aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel Zn/Ag₂O₃ untuk batere jam.

b.      Sel Elektrolisis

Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia tidak terjadi secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial yang dipicu dari luar sistem. Anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan positif dan katoda bermuatan negatif, sehingga arus listrik mengalir dari anoda ke katoda. Sel elektrolisis banyak digunakan untuk produksi alumunium atau pemurnian tembaga.

B.  SEL VOLTA

            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.

Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani.

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. anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
4. katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn²⁺ yang larut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-

Pada katoda, ion Cu²⁺ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :

Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :

NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.

Reaksi yang terjadi :

Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

BAB III

PENUTUP

A.    KESIMPULAN

1.      Sel elektrokimia tersusun atas dua elektroda, yaitu anoda dan katoda. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi :

a.       Sel Galvani/Sel Volta

Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Arus listrik mengalir dari katoda menuju anoda .Reaksi kimia yang terjadi pada sel galvani berlangsung secara spontan. Salah satu aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel Zn/Ag₂O₃ untuk batere jam.

b.      Sel Elektrolisis

Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia tidak terjadi secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial yang dipicu dari luar sistem. Anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan positif dan katoda bermuatan negatif, sehingga arus listrik mengalir dari anoda ke katoda. Sel elektrolisis banyak digunakan untuk produksi alumunium atau pemurnian tembaga.

2.      Susunan sel volta terdiri dari Anoda, Katoda, Jembatan Garam, dan elektrolit katoda dan anoda. 2. Cara kerja dari sel volta adalah yaitu pada kelebihan dan kekurangan elektron dinetralkan oleh jembatan garam yang memberikan ion positif dan negatif ke daerah yang membutuhkan. 3. Macam-macam elektroda pada sel volta terdiri dari elektroda padat/logam dan elektroda tidak padat. 4. Penulisan diagram sel volta adalah A | Ax+ || By+ | B untuk elektroda padat dan E | A | Ax+ || By+ | B | E untuk elektroda bukan padat. 5. Sifat-sifat deret volta antara lain Makin ke kiri, logam makin mudah teroksidasi (nilai Eo lebih negatif), sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron), pada deret volta tsb ada lima buah unsur logam yang dikatakan sebagai unsur logam mulia, logam-logam yang terletak di sebelah kiri H memiliki potensial elektroda standar negatif. Sedangkan yang terletak di sebelah kana H memiliki potensial elektroda standar positif. 6. Potensial sel standar dapat dihitung : Eosel = Eo katoda – Eo anoda B. Saran Dalam penulisan atau pembuatan makalah ini ada beberapa saran yang dapat kami cantumkan di sini. Kami sarankan kepada pembaca

REFERENSI :

http://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htm

http://id.wikibooks.org/wiki/Subjek:Kimia/Materi:Elektrokimia

http://www.pustakasekolah.com/sel-elektrokimia.html

http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-volta/