SEL VOLTA (SEL GALVANI)

SEL VOLTA (SEL GALVANI)

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.

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. Anode , elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).

4. katode , elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. Pada gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

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

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-

Pada katode, 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) Sejarah Penemuan Sel Volta

Alessandro Volta (1745-1927), seorang fisikawan italia berhasil menemukan suatu reaksi kimia yang dapat menghasilkan energi listrik.

Penemuan volta berasal dari studi lanjut tentang penemuan “listrik binatang” oleh seorang ahli anatomi Italia, Luigi Galvani (1773-1798). Arus listrik tersebut diperoleh oleh Galvani saat melakukan proses pembedahan pada seekor katak. Pada saat galvani memasukkan logam tembaga dan besi untuk membedah paha katak, ia merasakan getaran singkat semacam arus

listrik. Galvani menganggap bahwa arus singkat yang dirasakannnya berasal dari tubuh binatang. Pernyataan Galvani tersebut tidak bertahan lama.

Setelah berdasarkan beberapa percobaan yang dilakukan oleh Volta disimpulkan bahwa arus listrik yang terjadi disebabkan oleh dua logam yang berbeda dalam menggunakan larutan garam atau asam lemah yang ternyata juga menghasilkan arus listrik.

Volta berhasil merancang alat berupa tumpukan dari lempengan logam seng dan perak yang dipisahkan oleh kain basah dari larutan garam atau asam lemah yang menghasilkan arus listrik. Rangkaian alat yang dapat menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia rancangan Volta disebut sel Volta.

Reaksi kimia yang berlangsung spontan. Bentuk perkembangan dari sel Volta adalah baterai dan aki.

Ciri sel Volta

Ciri khas dari sel volta adalah menggunakan jembatan garam.

Jembatan garam berupa pipa U yang diisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Sel volta terdiri dari anoda yang bermuatan negatif dan katoda yang bermuatan positif. Pada anoda terjadi proses oksidasi, oksidasi adalah pelepasan elektron. Sedangkan pada katodanya terjadi proses reduksi, reduksi adalah penangkapan elektron.

Prinsip Kerja Sel Volta

Sel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia berupa reaksi redoks spontan. Prinsip kerja sel Volta adalah sebagai berikut :

1. Energi hasil dari reaksi kini dirubah menjadi energi listrik 2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks

3. Pada katoda terjadi reduksi dan merupakan kutub positif 4. Pada anoda terjadi oksidasi dan merupakan kutub negative

Reaksi dalam Sel Volta

Pada reaksi tersebut terjadi serah terima elektron, logam seng (Zn) melepaskan elektron dan membentuk Zn²⁺. Ion Cu²⁺ dalam larutan CuSO4

menerima elektorn dan membentuk endapan Cu. Peristiwa ini berjalan terus- menerus hingga semua ion Cu²⁺ mengendap sebagai logam Cu, sehingga larutan CuSO⁴ semakin berkurang konsentrasinya. Sebaliknya, endapan Cu pada katode semakin bertambah massanya dalam reaksi tersebut tidak terjadi arus listrik, karena elektron berpindah secara langsung dari logam Zn ke larutan CuSO4. Reaksi redoks spontan akan menghasilkan arus listrik apabila dirangkaikan pada suatu sel volta .

Dalam rangkaian sel volta tersebut logam tembaga (Cu) berfungsi sebagai katode (kutub positif), tempat penerimaan elektron dan logam seng (Zn) berfungsi sebagai anode (kutub negatif), tempat pelepasan elektron. Proses yang berlangsung pada sel volta adalah sebagai berikut:

a. Logam Zn dalam larutan ZnSO4 akan larut sebagai ion Zn²⁺. Setiap mol Zn²⁺ akan melepaskan 2 mol elektron, menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Zn(s)  Zn²⁺(aq) + 2e^-

Elektron yang dilepaskan olen Zn akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke logam Cu.

b. Larutan CuSO4 terdiri atas ion Cu²⁺ dan SO42- dengan jumlah yang seimbang. Ion Cu²⁺ akan menerima elektron dari logam CU dan kemudian mengendap pada katode. Ion Cu²⁺ mengalami reaksi reduksi menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Cu²⁺(aq) + 2e^-  Cu(s)

c. Terjadi peristiwa aliran elektron (serah terima elektron) dari logam Zn sebagai anode ke logam Cu sebagai katode yang menghasilkan potensial listrik. Besarnya potensial listrik tersebut dapat diukur menggunakan voltmeter.

d. Peristiwa serah terima elektron terus berlangsung, sehingga dalam wadah katode larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya. Hal tersebut disebabkan ion Cu²⁺ dalam larutan tereduksi menjadi Cu, yang menyebabkan massa logam Cu yang berfungsi sebagai katode semakin bertambah.

e. Massa logam Zn sebagai anode berkurang karena terlarut sebagai ion Zn²⁺, sehingga ion Zn²⁺ dalam ZnSO4 semakin bertambah.

f. Jumlah ion Zn²⁺ yang berlebihan menyebabkan larutan pada anode, ZnSO4(aq) semakin bermuatan positif, sebaliknya larutan dalam katode yaitu CuSO4 semakin bermuatan negatif.

g. Jembatan garam terdiri atas larutan elektrolit inert seperti KCl atau NH4NO3 yang dilarutkan dalam agar-agar. Elektrolit yang digunakan pada jembatan garam harus bersifat inert supaya tidak bereaksi dengan kedua electrode. Apabila jembatan garam terbuat dari larutan KCl, maka ion K⁺ akan bergerak ke larutan yang lebih bermuatan negatif (ke arah katode), sebaliknya ion negatif Cl^- akan bergerak ke larutan yang bermuatan positif (ke arah anode).

Penulisan reaksi redoks pada sel volta dilambangkan dengan notasi atau diagram sel sebagai berikut:

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s) Potensial Elektrode Standar

Pada percobaan (gambar di bawah), permukaan logam platina yang bersifat inert mengabsorbsi gas hidrogen, sehingga ion H⁺ langsung bereaksi dengan gas hidrogen.keseimbangan antara H2 dengan ion H⁺ yang terbentuk pada permukaan logam platina adalah reaksi oksidasi H2 menjadi H⁺ dan reaksi reduksi H⁺ menjadi H2.

Dalam reaksi keseimbangan tersebut nilai potensial hidrogen distandarisasi 0 volt. Hal ini merupakan keputusan internasional. IUPAC yang menyatakan bahwa potensial elektroda standar, E⁰ berdasarkan kecenderungan reduksi yang terjadi pada electrode, sehingga disebut juga potensial reduksi standar.

2H⁺ (aq) +2e^- ↔ H2 E⁰= 0 V

Electrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan dengan electrode hidrogen bernilai positif, sebaliknya electrode yang lebih mudah mengalami oksidasi bernilai negatif. Jadi, semakin besar nilai potensial electrode standar, maka electrode tersebut semakin mudah mengalammi reaksi reduksi. Potensial reduksi merupakan kebalikan dari potensial oksidasinya. Misalnya, nilai potensial electrode Zn²⁺/Zn = -0,76 V, artinya nilai potensial reduksi standar ion Zn²⁺ menjadi Zn sebesar +0,76 V.

Pembagian sel volta

• 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) MnO│ │ ², 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) + SO42-

(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: O^2(g) + 2H2(g) → 2H2O(l)

Sel Volta dalam kehidupan

salah satu sumber tenaga listrik yang banyak digunakan saat ini adalah baterai. Keuntungan penggunaan baterai sebagai sumber energi listrik adalah sifatnya yang praktis, murah dan tahan lama. Aplikasi sel volta dalam kehidupan sehari-hari adalah baterai dan accumulator (aki), keduanya bekerja berdasarkan prinsip yang sama yaitu reaksi redoks spontan. Sel volta dibedakan menjadi dua, yaitu:

1. Sel primer, yaitu sel yang tidak dapat diisi ulang. Misalnya baterai biasa (sel kering), baterai alkali, dan baterai perak oksida.

2. Sel sekunder, yaitu sel yang dapat diisi ulang (diestrum). Misalnya baterai nikel cadmium, Li-ion Battery dan aki.

Sel-sel tersebut digunakan pada berbagai alat elektronika, seperti jam, kalkulator, lampu senter, radio, dan telepon genggam.

Deret volta

Unsur-unsur dalam deret volta adalah sebagai berikut:

Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Cr–Fe–Cd–Co–Ni–Sn– Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

• ANALISIS DATA

1. Berdasarkan hasil percobaan

diketahui bahwa hasil percobaan yang diperoleh melalui perhitungan pada voltmeter maupun melalui perhitungan E^o sel hampir sama. Maka dapat disimpulkan bahwa rumus yang digunakan yakni penjumlahan E^o sel yang tereduksi dan E^o sel yang teroksidasi atau rumus yang termudah yaitu E^o besar - E^o kecil akan sesuai dengan hasil percobaan.

Maka:

Rumus : E^o sel tereduksi + E^o sel teroksidasi = E^osel

E^o katode + E^o anode = E^osel

E^o besar - E^o kecil = E^osel

TERBUKTI KEBENARANNYA.

2. Setelah reaksi berlangsung beberapa saat, anoda Zn berkurang dan katoda Cu berkurang karena Zn teroksidasi menjadi Zn²⁺ dan Cu²⁺

tereduksi menjadi Cu .

3. Apabila reaksi dibalik, maka tidak terjadi reaksi kimia karena potensial selnya kurang dari nol.

• PERTANYAAN DAN JAWABAN

1. Adakah perbedaan antara harga potensial sel voltmeter dan hasil perhitungan kelompok anda?

>> Ada, namun relatif kecil. Dalam percobaan diperoleh bahwa angka voltmeter menunjukkan skala 3 dari 5 skala total saat terhubung dengan input 3 Volt. Artinya bahwa dalam reaksi diperoleh nilai 1 Volt. Nilai ini mendekati hasil perhitungan E^osel

melalui rumus yaitu sebesar 1,1 volt. Maka, perbedaan yang relatif kecil ini dapat diabaikan dan disimpulkan bahwa tidak ada perbedaan yang mencolok antara harga potensial sel voltmeter dan hasil perhitungan kelompok kami.

2. Tuliskan reaksi yang terjadi!

>> Zn  Zn²⁺ + 2e^- E^o = +0,76 volt Cu

²⁺ + 2e ^-  Cu E = +0,34 volt +^o Zn + Cu²⁺  Zn²⁺ + Cu E^o = 1,1 volt 3. Tuliskan notasi selnya!

>> Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

4. Kesimpulan apa yang dapat anda peroleh dari percobaan diatas?

>> (idem kesimpulan di bawah ini)

• KESIMPULAN

1. Hasil perhitungan antara hasil percobaan dan perhitungan rumus dapat dikatakan sama. Dan rumus tersebut terbukti kebenarannya.

2. Zn teroksidasi menjadi Zn²⁺ dan Cu²⁺ tereduksi menjadi Cu.

3. Apabila reaksi dibalik, maka tidak terjadi reaksi kimia karena potensial selnya dibawah nol, sehingga reaksi mustahil terjadi.

SEL ELEKTROLISIS

1. Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik dapat menghasilkan reaksi kimia. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk

menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke

katode. Elektron dialirkan melalui elektrode yang tidak bereaksi (inert).

Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.

Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit.Elektroda yang

digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:

a. Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).

b. Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag) Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida.

Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:

1. Elektrolisis larutan dengan elektroda inert 2. Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif 3. Elektrolisis leburan dengan elektroda inert

Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel

elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah.

Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au).

Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi.

Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan

reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus

mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda.

Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas.

Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan), dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti

tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda.

Elektrolisis yaitu peristiwa penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dilaliri oleh aurs listrik searah. Sedangkan sel di mana terjadinya reaksi tersebut disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat menghantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda.

Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial electrode, konsentrasi, dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative,

sedangkan anode bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode, sedangkan anion diosidasi di anode.

Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan, di antaranya yaitu dapat memperoleh unsure-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen, keudian dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan, digunakan dalam pemurnian suatu logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.

Seperti yang telah diketahui di atas, elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih

mengetahui dan dapat mempelajari proses dari elktrolisis.

Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang

mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari penerapan elektrolisis sangat banyak, misalnya dalam dunia industri seperti pemurnian logam. Oleh karena itu, pemahaman akan

elektrolisis sangat penting, dan melalui percobaan ini diharapkan praktikan mendapatkan lebih banyak pengetahuan.

2. Sel elektrolisis

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

3. Faktor yang Mempengaruhi Proses Elektrolisis a. Jenis elektroda yang digunakan

b. Kedudukan ion dalam siri elektrokimia c. Kepekatan ion

4. Perbedaan Antara Sel Elektrolisis / Sel Kimia

Sel Elektrolisis dialirkan melalui elektrolit, ion-ion akan terurai dan bergerak ke masing-masing anoda dan katoda. Penguraian elektrolit dilakukan oleh arus elektrik.Anion bergerak menuju ke