Sel Volta

BAB 2 ELEKTROKIMIA

A. Sel Volta

Seorang ilmuwan Itali bernama Luigi Galvani telah melakukan sebuah percobaan. Percobaan yang dilakukan adalah melilit dua logam yaitu kawat besi dan kawat tembaga menjadi satu. Kemudian kedua ujung yang lainnya dikenakan pada kaki kodok dan kaki kodokpun bergerak. Peristiwa itu diberi istilah listrik hewan atau “animal elektricity”. Percobaan galvani ini merupakan asal mula ditemukannya sel kering, sel merkuri, accu, dan sumber tenaga listrik sejenis lainnya. Percobaan galvani ini kemudian diteruskan oleh Alessandro Guiseppe Volta. Sel-sel ini pada prinsipnya mengubah energi kimia menjadi listrik. Karena itu, sel listrik yang dihasilkan disebut sel galvanic atau sel volta. Sel-sel penghasil energi listrik yang sekarang berada dalam tingkat pengembangan ini merupakan sumber penghasil tenaga yang sangat penting dikemudian hari untuk dapat menggantikan sumber daya energi yang tidak dapat diperbaharui.

Sel galvani atau sel volta merupakan salah satu contoh dari sel yang menggunakan prinsip energi kimia yang diubah menjadi energi listrik. Dalam sebuah sel galvani, suatu reaksi oksidasi-reduksi terjadi dalam kondisi tertentu sehingga arus listrik dapat dihasilkan dari sel tersebut. Reaktan-reaktan itu berada dalam dua kompartemen, masing-masing mengandung sebuah elektroda dan suatu elektrolit. Elektroda itu adalah konduktor listrik yang tidak bereaksi dengan larutan elektrolit yanga ada dalam setiap kompartemen. Kedua elektroda itu dihubungkan dengan kawat konduktor, sehingga elektron dapat mengalir dari elektroda satu ke elektroda lainnya. Ion-ion dapat berpindah dari kompartemen yang satu ke kompartemen lainnya melalui suatu elektrolit, yang mungkin mengandung ion-ion yaitu jembatan garam atau tidak mengandung ion-ion yaitu selaput semipermiabel. Jembatan garam (salt bridge) merupakan penyempurna sel yang mengandung larutan garam dalam bentuk koloid agar-agar yang membuat rangkaian menjadi rangkaian tertutup dan menyeimbangkan muatan elektrolit dengan memberi ion positif atau negatif.

Apabila sebuah logam dimasukkan kedalam air, logam tersebut mempunyai kecenderungan untuk melepaskan ionnya dan secara serentak membebaskan elektronnya kepermukaan logam. Kecenderungan ini menyebabkan perbedaan potensial antara logam dengan larutannya dan menghasilkan tegangan yang disebut dengan potensial elektroda logam tertentu. Ketika ion-ion logam itu terbentuk, terjadi pengendapan logam dari ion- ion, dan bersamaan dengan itu kesetimbangan terjadi antara logam dan larutan dan perbedaan potensial hilang.

45 Bila sebuah logam dimasukkan kedalam larutan yang mengandung ionnya dan kecenderungan ion untuk menjadi logam lebih besar daripada kecenderungan logam masuk kedalam larutan, maka proses pengendapan logam akan terjadi sampai kesetimbangan antara logam dan ion terjadi. Perbedaan potensial antara logam dan larutannya pada konsentrasi 1 Molar disebut potensial elektroda standar dan diberi simbol Eo

Berikut merupakan rangkain dari sel galvani atau sel volta:

Sumber: http://apriliaputri30.blogspot.co.id Gambar 2.2. Rangkaian sel galvani atau sel volta

Pada Gambar 2.2 diatas terdapat voltmeter guna menentukan besarnya potensial sel. Terdapat jembatan garam untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada suatu larutan dan kegunaan lainnya seperti yang sudah dijelaskan sebelumnya. Pada anoda (-) merupakan kutub (-) sumber arus yang mengalami oksidasi karena melepaskan elektron. Sedangkan pada katoda (+) sumber arus yang mengalami reduksi karena menerima elektron.

Dalam reaksi reduksi-oksidasi (redoks) antara Zn dan larutan CuSO4, sebuah atom Zn melepaskan 2 elektronnya sedangkan ion Cu dalam CuSO4 menerima 2 elektron dan membentuk logam tembaga. Bila Zn dan larutan CuSO4 dicampur, reaksi spontan terjadi dengan menghasilkan kalor. Sementara itu, apabila reaksi yang sama dilaksanakan dalam suatu sel elektrokimia maka energi listrik akan terjadi. Perhatikan Gambar 2.3.

46

Zn

Cu

Sumber: http://apriliaputri30.blogspot.co.id/2014/06/

Gambar 2.3. Sel galvani atau sel volta antara zn dan larutan cuso4

Kompartemen sebelah kiri terdiri dari sebatang logam Zn yang disebut elektroda dimasukkan kedalam cairan yang disebut elektrolit. Elektrolit itu dapat berupa larutan garam sulfat dalam air, misalnya K2SO4. Kompartemen sebelah kanan dari sel terdiri dar elektroda logam Cu yang dimasukkan kedalam elektrolit CuSO4. Kedua larutan itu dihubungkan dengan dua cara. Cara yang pertama adalah menghubungkan elektrolit anoda dan elektrolit katoda dengan sebuah jembatan garam, yang juga mengandung elektrolit (dalam hal ini K2SO4), sedangkan cara yang kedua adalah dengan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat konduktor.

Cara kerja sel galvani atau sel volta itu adalah sebagai berikut:

Dari teori yang telah dinyatakan diatas, Zn bila dimasukkan kedalam suatu larutan berkecenderungan untuk terurai menjadi ionnya demikian pula yang akan terjadi dengan Cu dengan reaksi sebagai berikut:

Zn  Zn2+ + 2 elektron (a)

Cu2+ _{+ 2 elektron  Cu (b)}

Percobaan menunjukkan bahwa bila rangkaian dipasang seperti Gambar 2.3. di atas ternyata dapat diketahui dari voltmeter bahwa elektron bergerak dari logam Zn ke logam Cu melalui kawat konduktor. Hal ini menunjukkan bahwa Zn yang dimasukkan kedalam elektrolit berkecenderungan untuk memberikan ion Zn2+ _{kedalam larutan dan} meninggalkan elektron-elektronnya pada permukaan Zn. Atau dengan kata lain anoda Zn

47 teroksidasi semakin menipis karena berubah menjadi ion Zn2+ _{yang larut dalam elektrolit} anoda. Hal ini mengganggu kesetimbangan (a) ke kanan karena anoda kelebihan ion positif. Sedangkan pada kompartemen sebelah kanan elektron-elektron dari elektroda Zn tersebut mengganggu kesetimbangan (b) ke kiri sehingga Cu2+ menjadi endapan logam Cu. Atau dengan kata lain katoda Cu tereduksi semakin menebal dan lama kelamaan akan mengendap menjadi logam Cu karena ion logam dari elektrolit katoda menerima elektron yang menyebabkan katoda kelebihan ion negatif. Akibatnya larutan di kompartemen sebelah kiri kelebihan ion positif dan larutan di kompartemen sebelah kanan kelebihan ion negatif, hal ini menyebabkan ketidakseimbangan muatan sehingga reaksi tidak berkelanjutan.

Melalui jembatan garam atau lapisan semipermeabel ion SO42- dapat bermigrasi dari kompartemen kanan ke kiri, sehingga menetralkan kembali larutan. Demikian pula Zn2+ juga dapat bermigrasi dari kompartemen kiri ke kompartemen kanan sehingga mentralkan kembali larutan. Dengan netralnya larutan-larutan itu, maka reaksi kimia dapat berkelanjutan dan listrik dapat dihasilkan secara berkesinambungan. Sehingga reaksi yang terjadi dalam rangkaian sel galvani atau sel volta dapat dituliskan sebagai berikut:

Anoda : Zn  Zn2+ _{+ 2 elektron}

Katoda : Cu2+ _{+ 2 elektron  Cu +}

Zn + Cu2+ _{ Zn}2+ _{+ Cu}

(setarakan mol elektron)

Bagian-bagian dari sel galvani atau sel volta sebagai berikut:

1.

Anoda dan Katoda pada Sel Galvani atau Sel Volta

Dalam elektrokimia, sebagai prinsip yang harus kita pegang adalah bahwa pada anoda selalu terjadi reaksi oksidasi sedang pada katoda selalu terjadi reaksi reduksi. Dalam sel galvani seperti yang telah diuraikan sebelumnya, oksidasi terjadi dalam kompartemen Zn sedangkan reduksi terjadi pada kompartemen Cu. Zn mempunyai kecenderungan yang lebih besar menjadi Zn2+ _{sehingga elektroda Zn} bermuatan negatif. Pada katoda Cu, ion Cu2+ berkumpul pada elektroda Cu dan tereduksi menjadi Cu. Sehingga elektroda Cu bermuatan positif. Jadi pada sel galvani, anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif.

48

2.

Macam-macam Elektroda pada Sel Galvani atau Sel Volta

a. Elektroda Padat/Logam

Logam padat dijadikan elektroda dan bereaksi. Contoh : Elektroda Fe pada Larutan FeSO4

Elektroda Ni pada H2SO4 b. Elektroda Tidak Padat

Apabila elektroda merupakan elektroda inert (Pt, Au dan Cl), maka zat inilah yang mengalami reaksi sel sesuai aturan sel elektrolisis.

Contoh: ion Fe3+ _{bertindak sebagai katoda dan tereduksi menjadi Fe}2+ _apabila katoda sesungguhnya adalah Pt.

3.

Diagram Sel pada Sel Galvani atau Sel Volta

Diagram sel adalah notasi singkat yang menggambarkan terjadinya reaksi pada sel galvani atau sel volta. Dalam sel galvani reaksi-reaksi dalam dua kompartemen menghasilkan energi listrik. Reaksi yang terjadi pada setiap kompartemen disebut reaksi ½ sel. Untuk memberikan gambaran lengkap mengenai sel galvani, beberapa informasi perlu diberikan:

1. Logam yang digunakan sebagai elektroda (macam-macam elektroda);

2. Keadaan larutan (elektrolit) yang berhubungan dengan elektroda (termasuk konsentrasi ion dalam larutan);

3. ½ sel yang mana yang anoda dan ½ sel yang mana yang katoda; 4. Zat mana yang reaktan dan mana yang hasil reaksi.

Sebagai contoh adalah pada gambaR 2.3. dapat dituliskan diagram selnya sebagai berikut:

➢ Pada anoda terdapat elektroda Zn yang mengalami oksidasi Zn Zn2+ + 2e

dan konsentrasi larutan= 1,00 Molar. Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut: Anoda: Zn / Zn2+ _{(1,00 M)}

➢ Pada katoda terdapat elektroda Cu yang mengalami reduksi Cu2+_{+ 2e  Cu}

dan konsentrasi larutan= 1,00 Molar. Diagram ½ sel ini ditulis sebagai berikut:

49 Katoda : Cu2+ _{(1,00 M) / Cu}

Untuk menggambarkan sel Galvani atau sel volta secara lengkap digunakan sel diagram sebagai berikut:

Zn | Zn2+ (1,00 M) || Cu2+ (1,00 M) | Cu, atau Zn | Zn2+_{|| Cu}2+_{| Cu}

• Anoda selalu ditulis disebelah kiri dan katoda disebelah kanan. • Tanda | menunjukkan reaksi yang terjadi pada elektroda

• Tanda || menunjukkan jembatan garam atau selaput semi permeabel. Diagram pada sel galvani/volta dengan elektroda padat:

Reaksi sel : A + Bx+_{ A}y+ _{+ B} Diagram sel : A | Ay+_{|| B}x+_{| B}

Diagram pada sel galvani/volta dengan elektroda tidak padat:

Reaksi sel : A + Bx+_{ A}y+ _{+ B (elekroda inert, E: Pt, Au, Cl)} Diagram sel : E | A | Ay+|| Bx+| B | E

4.

Potensial Elektroda

a.

Deret Volta

Deret Volta adalah deret elektrokimia/kereaktifan logam yang menunjukkan nilai potensial elektroda standar logam (Eo_{). Sifat deret volta adalah} semakin ke kanan, logam semakin mudah tereduksi (nilai Eo _{semakin positif) dan} semakin ke kiri, logam semakin mudah teroksidasi (nilai Eo _{semakin negatif).} Berikut deret volta yang dimaksud:

Tabel 1.1. Deret volta

Li -3,04 K -2,92 Ba -2,90 Ca -2,87 Na -2,71 Mg -2,37 Al -1,66 Mn -1,18 (H2O) -0,83 Zn -0,76 Cr -0,74 Fe -0,44 Cd -0,40

50 Co -0,28 Ni -0,28 Sn -0,14 Pb -0,13 (H) 0,00 Sb +0,20 Bi +0,30 Cu +0,34 Hg +0,79 Ag +0,80 Pt +1,18 Au +1,52

b.

Potensial Sel Standar (E

o

sel)

Dalam sel galvani atau sel volta arus listrik terjadi sebagai hasil dari aliran elektron dari elektroda negatif ke elektroda positif melalui kawat konduktor. Gaya dari gerak elektron melalui kawat konduktor tesebut disebut gaya gerak listrik atau gaya elektromotif yang diukur dengan satuan Volt (V). Apabila gaya elektromotif besarnya sama dengan 1 Volt berarti bahwa gerak elektron sebesar 1 Coulomb (C) dapat melakukan gaya sebesar 1 Joule (J). 1 Volt = 1 Joule/1 Coulomb

1 Volt = 1 Joule/1 Coulomb 1V = 1 J/C

Dari pengukuran besarnya perbedaan potensial dengan menggunakan voltmeter apda sel galvani yang menggunakan elektroda Zn dan Cu diatas yaitu dimana konsentrasi larutan-larutan tersebut sama dengan 1 Molar (1M) diperoleh perbedaan potensial elektroda sama dengan 1,10 volt. Perbedaan potensial tersebut disebut potensial sel. Karena dilakukan pada suhu 25oC dan dengan konsentrasi larutan 1M maka disebut pula dengan potensial sel standar atau dinyatakan dengan simbol Eo sel. Jadi potensial sel standar (Eo sel) adalah beda potensial listrik antara anoda dan katoda pada sel galvani atau sel volta yang diukur dalam keadaan standar dan tidak dipengaruhi oleh koefisien reaksi. Potensial sel standar dapat dihitung sebagai berikut:

Eo _{sel= E}o _{katoda - E}o _anoda Nilai potensial sel standar menunjukkan:

➢ Tegangan yang dihasilkan sel

51

➢ Jika nilai Eo sel ≤ 0, maka reaksi sel tidak spontan (tidak berlangsung). Dapat terjadi karena penempatan anoda dan katoda tidak mengacu pada deret volta.

c.

Potensial Elektroda Standar (E

o

)

Potensial elektroda standar adalah ukuran besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron yang diukur dalam keadaan standar. Nilai potensial elektroda mengacu pada deret volta dan dikaitkan dengan reaksi reduksi sehingga nilainya sebagai berikut:

Eo= Eo reduksi = -Eo oksidasi

Elektroda Zn mengalami oksidasi karena itu pada elektroda Zn terdapat potensial oksidasi (ditulis dengan simbol E Zn/Zn) sedangkan elektroda Cu mengalami reduksi karena itu pada elektroda Cu terdapat potensial reduksi (ditulis dengan simbol E Cu/Cu). Mengalami reaksi pada setiap kompartemen disebut reaksi ½ sel, maka potensial oksidasi atau potensial reduksi juga disebut sebagai potensial ½ sel.

Tetapi berapa sebenarnya potensial setengah sel masing-masing? tidak ada orang yang tahu. Untuk menentukan potensial elektroda setengah sel, para ahli menetapkan potensial elektroda standar H2 pada suhu 25oC dengan tekanan gas Hidrogen sebesar 1 atm dan konsentrasi larutan 1 M yaitu= 0 volt atau EoH1/H2= 0. Dengan menggunakan acuan potensial elektroda standar H2 itu maka ditetapkan potensial elektroda standar setengah sel.

Elektroda Hidrogen terdiri dari kawat platina dan sepotong lempeng platina yang ditutup oleh serbuk platina halus sebagai permukaan elektroda. Elektroda ini disimpan dalam tabung gelas sedemikian rupa sehingga gas Hidrogen dapat dilakukan kedalamnya dengan tekanan sebesar 1 atm. Platina sendiri tidak mengalami oksidasi maupun reduksi. Karena itu elektroda hidrogen disebut elektroda inert.

H2 (1 atm) + 2e  2H+ Eo = 0,00 Volt

Potensial elektroda standar dari logam-logam ditentukan dengan menyusun sel galvani (volta) Zn | Zn2+ _{(1 M) || H}+ _{(1M) | H}

2 (1atm) pada suhu 25oC. Dari pengamatan voltmeter ternyata gaya elektromotifnya sama dengan +0,76 volt.

Dilihat dari reaksi elektroda Zn mengalami oksidasi, karena itu gaya elktromotifnya disebut potensial oksidasi dengan reaksi sebagai berikut:

52 Jika reaksi reduksi berlangsung, yaitu Zn2+ _{+ 2e  Zn maka gaya gerak} elektromotifnya disebut potensial reduksi. Besarnya potensial reduksi standar sama dengan besarnya potensial oksidasi standar hanya berlawanan tandanya sebagai berikut:

Zn2+ _{+ 2e  Zn E}o

red = -0,76 volt

Nilai Potensial Reduksi Standar (EO_{) Zat ditunjukkan oleh Tabel 1.2. berikut.}

Tabel 2.2. Nilai Potensial Standar Elektroda

Katoda (Reduksi) Nilai E° _(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}–_{ H} 2(g) 0.00 Sn4+_{(aq) + 2e}–_{ Sn}2+_{(aq) +0.15} Cu2+_{(aq) + e}–_{ Cu}+_{(aq) +0.16}

ClO4–(aq) + H2O(l) + 2e– ClO3–(aq) + 2OH–

53

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}–_{ Fe}2+_{(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}–_{ Hg}

22+(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}–_{ Co}2+_{(aq) +1.82}

S2O82-(aq) + 2e– 2SO42-(aq) +2.01

54

F2(g) + 2e– 2F–(aq) +2.87

d.

Potensial Elektroda Standar dan Tetapan Kesetimbangan

Selain harga potensial sel perubahan energi bebas Gibbs dapat dijadikan ukuran spontanitas suatu reaksi. Dengan demikian terdapat hubungan antara potensial sel dan perubahan energi bebas.

ΔG= - n F E(sel) Keterangan:

ΔG = perubahan energi bebas

n = jumlah mol elektron yang dilepaskan dan diterima dalam reaksi redoks

F = tetapan Faraday= 96500 Coloumb/mol E = gaya elektromotif dari sel

Bila reaksi berlangsung dalam satuan konsentrasi, untuk larutan konsentrasinya= 1 molar, gas tekanannya= 1 atmosfer dan suhu 25o_{C atau 298 K,} maka E adalah potansial sel standar (E0(sel)) dan G adalah energi bebas standar (G0_{). Jadi,}

ΔG0_{= - n F E}0 (sel)

Mengingat 1 Volt-Faraday= 23,06 kilo kalori (kkal) maka perubahan energi bebas adalah sama dengan –nE x 23,06 kkal, maka

ΔG0_{= -23,06 n E}0

(sel) kkal

Perubahan energi bebas dalam reaksi yang dipengaruhi oleh suhu dinyatakan dengan rumus:

ΔG= ΔG0 _{+ R T In Q}

Dalam sistem reaksi yang berada dalam keadaan kesetimbangan tidak terdapat perpindahan elektron, karena itu G= 0 dan Q= K (konstanta kesetimbangan), dengan demikian:

ΔG0_{= - R T In K} ΔG0_{= -2,303 RT log K}

Untuk kesetimbanga n larutan K adalah Kc sedangkan untuk kesetimbangan gas K adalah Kp. Dengan demikian:

55

Eo _{= -2,303 RT log K Farday = 96500 Coulomb/mol}

e—

-nF 1 Volt = 1 Joule/Coulomb

Dengan mensubstitusikan F= 96500 Joule (Volt x mol e—), R= 8,317 Joule/(mol e— x Kelvin) dan T= 298 Kelvin, maka persamaan dapat disederhanakan menjadi:

Eo _{= 0,0592 Volt log K} n

e.

Pengaruh Konsentrasi Terhadap Sel Potensial

Penggunaan Eo _{dari daftar, untuk sel:}

Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag Kita peroleh harga potensial sel atau Eo

sel= +0,7991 – (+0,337)= + 0,462 volt. Persamaan reaksinya adalah:

2Ag+ _{+ Cu  2Ag + Cu}2+ _Eo

sel = +0,426 Volt

Harga Eosel menunjukkan bahwa reaksi berlangsung sacar spontan. Bisa harga Eo

sel negatif maka reaksi sebaliknyaklah yang berlangsung secara spontan. Besarnya kalor ΔG untuk reaksi pada 298 Kelvin = -n x 23,06 x Eosel kkal

= -2 x 23,06 x 0,426 kkal = -21,31 kkal

n= 2 berasal dari jumlah elektron yang dilepaskan oleh 1 mol logam Cu menjadi 1 mol ion Cu2+. Dengan demikian bila koefesien dikalikan dengan 3 mol Cu yang reaksikan dengan 6 mol Ag maka jumlah kalor yang dibebaskan menjadi 3 kali lipat = 3 x (-21,31) kkal = -63,93 kkal.

Perlu diperhatikan bahwa biarpun jumlah kalor yang dibebaskan 3 kali lipat, tatapi besarnya harga potensial selnya akan tetap yaitu 0,426 Volt.

Perhitungan potensial sel diatas berlaku bila konsentrasi larutan dalam anoda dan katoda berada dalam keadaan standar yaitu 1 Molar. Bagaimana menghitung potensial sel bila konsentrasi larutan tidak berada dalam keadaan standar?

56 Esel = Eosel - 0,0592 log [hasil]

2 [reaktan] Dengan menggunakan rumus ini, kita dapat menentukan:

a. Potensial sel

b. Konsentrai suatu larutan c. pH larutan

f.

Penerapan Sel Galvani atau Sel Volta

Sel galvani atau sel volta dapat menghasilkan energi listrik. Oleh karen itu, sel galvani (volta) digunakan sebagai sumber energi dari alat-alat elektronik atau disebut dengan sel galvani (volta) komersial. Sel galvani (volta) komersial digunakan terdiri dari:

1) Elemenprimer : sel galvani (volta) yang tidak dapat diisi ulang atau sekali pakai.

Contoh : Baterai kering (sel Leclanche), Baterai alkalin, Baterai perak oksida

a) Baterai kering (sel Leclanche)

Baterai kering sering digunakan untuk alat-alat elektronik kecil dan tidak dapat diisi ulang. Baterai ini bersifat asam. Susunan baterai kering sebagai berikut: (pada Gambar 2.4)

Anoda: Zn Katoda : C

Elektrolit: pasta MnO2, ZnCl2, NH4Cl (asam), H2O, serbuk C

Potensial: 1,5 Volt

Sumber gambar: http://www.slideshare.net Gambar 2.4. Susunan baterai kering

57 b) Baterai Alkalin

Baterai alkalin mampu menyediakan arus stabil dalam waktu yang lama dengan potensial yang sama dengan baterai kering, walaupun pereaksinya telah berkurang. Baterai ini bersifat basa. Susunan baterai alkalin sebagai berikut:

Anoda: Zn Katoda : MnO2 Elektrolit: pasta KOH Potensial: 1,5 Volt

Sumber gambar: http://www.slideshare.net

Gambar 2.5. Susunan baterai alkalin

c) Baterai perak oksida

Baterai perak oksida atau sel kancing umumnya merupakan lempengan dan digunakan pada jam -tangan, kalkulator atau kamera. Susunan baterai kancing sebagai berikut:

Anoda: Zn

Katoda : Ag2O berair Elektrolit: pasta KOH atau NaOH

Potensial: 1,4 Volt

Sumber gambar:

http://tugas12ipa1.blogspot.com Gambar 2.6. Susunan baterai kancing

2) Elemen sekunder : sel galvani (volta) yang dapat diisi ulang atau tidak habis pakai.

58 a) Aki

Aki biasa digunakan dalam kendaraan bermotor karena praktis, dapat diisi ulang dan tidak membutuhkan jembatan garam. Susunan aki sebagai berikut: Anoda : Pb

Katoda : PbO2 Elektrolit : H2SO4 30% Potensial : 2 Volt b) Baterai nikel-kadmium

Baterai nikel-kadmium (nicad) adalah baterai kering yang dapat diisi ulang. Susunan baterai nikel-kadmium sebagai berikut:

Anoda : Cd

Katoda : NiO2 berair

Elektrolit : pasta mengandung OH— Potensial : 1,25 Volt

c) Baterai litium dan baterai litium-ion

Baterai litium dan baterai litium-ion banyak digunakan karena menghasilkan tegangan yang lebih besar dari baterai-baterai sebelumnya.

Susunan baterai litium sebagai berikut: Anoda : Li

Katoda : MnO2

Elektrolit : LiClO4 tidak berair Potensial : 3,7 Volt

Susunan baterai litium-ion sebagai berikut: Anoda : C

Katoda : LiCoO2

59

INVESTIGASI 1

Sel Volta

Tujuan: Mengidentifikasi Sel Volta

Alat:

1. Batang Logam: Tembaga (Cu), Timbal (Pb), Magnesium (Mg), Besi (Fe), dan Seng (Zn)

2. Voltmeter 3. Beaker Glass _{100 mL} Bahan-bahan: 1. Larutan CuSO4 1 M 2. Larutan ZnSO4 1 M 3. Larutan MgSO4 1 M 4. Larutan FeSO4 1 M 5. Larutan PbCH3COO 1 M Cara Kerja:

1. Amati besarnya harga yang terbaca pada voltmeter, tuliskan.

2. Bila jarum pada voltmeter bergerak ke arah kanan, hal tersebut menunjukkan bahwa reaksi berlangsung Esel = (+), bila bergerak ke arah kiri dari nol, maka reaksi tidak berlangsung Esel = (-)

3. Amati fenomena apa yang terjadi pada sel volta tersebut

60

INVESTIGASI 2

Sel Volta

Deskripsi: Sel Volta tersusun atas Zn2+_{/Zn dan Cu}2+_{/Cu dengan} jembatan garam adalah garam NaCl

Tujuan: Mengidentifikasi Sel Volta

Alat:

1. Batang Logam: Tembaga (Cu) dan Seng (Zn) 2. Voltmeter

3. Kabel Penghubung 4. Batang Jembatan garam

Bahan-bahan:

1. Larutan CuSO4 1 M 2. Larutan ZnSO4 1 M

Cara Kerja:

1. Masing-masing larutan CuSO4 11 M dan ZnSO4 11 M ditempatkan pada wadah yang terpisah. Tempatkan elektroda Zn pada larutan ZnSO4 dan Cu pada larutan CuSO4.

2. Hubungkan kabel hitam (anoda) pada elektroda Zn dan kabel merah (katoda) ke elektroda Cu. Voltmeter tidak akan bekerja selama rangkaian belum terangkai sempurna sehingga diperlukan jembatan garam (kertas saring yang dicelupkan/dibasahkan ke larutan NaCl). Pastikan jembatan garam terhubung ke kedua larutan.

Diskusi

Jelaskan fenomena apa yang terjadi pada sel volta tersebut.

Safety

Gunakan alat pelindung selama mengerjakan eksperimen ini seperti sarung tangan dan kacamata pengaman.

61