Makalah Kegunaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis
dalam Kehidupan Sehari-hari
Disusun sebagai salah satu tugas Mata Pelajaran Kimia
Pengajar : Kristianita Sunaringtyas, M.Pd
Penyusun : Metsen Mutiara Ayuan H. (XII MIA 6/22)
SEKOLAH MENENGAH ATAS NEGERI 1
MADIUN
Jl. Mastrip No. 19 Telp./Fax : (0351) 454393 Madiun 63139 e-mail : smasa_madiun@yahoo.com
KATA PENGANTAR
Alhamdulillah, atas Berkat dan Rahmat Allah SWT kami panjatkan karena kuasa dan bantuan-Nya sehingga saya mampu menyelesaikan makalah ini tepat waktu.
Tujuan penyusunan makalah ini sebagai salah satu tugas mata pelajaran Kimia dan agar penyusun maupun pembaca memahami kegunaan sel volta dan sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Disamping itu tidak akan terselesaikan dengan baik makalah ini apabila tidak ada bantuan dari pihak lain, oleh karena itu penyusun ingin menyampaikan terimakasih yang sebesar-besarnya kepada:
1. Ibu Kristianita Sunaringtyas, M.Pd selaku guru Kimia yang telah memberikan bimbingan dan pengarahan penulisan yang baik dan benar, sehingga penyusun dapat menyusun karya tulis ini.
2. Orang Tua penyusun yang telah memberi dukungan dan membiayai penulis. 3. Dan pihak-pihak yang telah membantu penyusun.
Penyusun sudah berusaha semaksimal mungkin untuk menyelesaikan penulisan makalah ini, namun saya memohon kritik dan saran kepada pembaca demi kesempurnaan makalah ini.
Harapan penyusun semoga makalah ini bisa mendatangkan manfaat untuk pembaca, penyusun mendapatkan nilai yang cukup ataupun lebih dari guru mata pelajaran Kimia.
Akhir kata, penyusun mohon maaf apabila terdapat kesalahan dalam penulisan makalah ini.
DAFTAR ISI
Halaman Cover / Sampul Depan
Kata Pengantar ... i
Daftar Isi ... ii
BAB I 1.1 Latar Belakang ... 1
1.2 Rumusan Masalah ... 1
1.3 Tujuan Penelitian ... 1
1.4 Manfaat Penelitian ... 1
BAB II 2.1 Sel Volta ... 2
2.2 Sel Elektrolisis ... 4
2.3 Kegunaan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari ... 6
2.4 Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan Sehari-hari ... 10
BAB III 3.1 Kesimpulan ... 12
3.2 Saran ... 12
Daftar Pustaka ... 13
BAB I PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Sel elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik. Perubahan zat yang berupa reaksi kimia tersebut berlangsung dalam sel elektrokimia. Reaksi kimia yang terjadi dalam sel elektrokimia merupakan reaksi redoks. Dan reaksi redoks terjadi pada sel volta dan sel elektrolisis.
Bila sebatang Cu yang dimasukkan ke dalam larutan ZnSO4 tidak menghasilkan
perubahan apa-apa, hal itu menunjukkan bahwa logam Cu tidak dapat mereduksi ion Zn2+
atau ion Zn2+ tidak dapat mengoksidasi logam Cu.
Sebaliknya, jika logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4, terjadi suatu
perubahan bahwa Zn mereduksi ion Cu2+ menjadi logam Cu dan ion Cu2+ mengoksidasi
logam Zn menjadi Zn2+. Dalam proses itu, ion Zn2+ mengambil alih tempat Cu2+ dalam
larutan. Hal itu menunjukkan bahwa logam Zn lebih mudah melepaskan elektron daripada logam Cu.
Dalam peristiwa tersebut, terjadi perpindahan elektron secara langsung dari logam Znke ion Cu2+. Dapat pula terjadinya perpindahan elektron tidak secara langsung, tetapi
melalui suatu penghantar listrik, misalnya pada sel elektrokimia. Dalam sel elektrokimia, kedua sel setengah-reaksi berlangsung secara terpisah pada elektrode-elektrode.
Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel volta dan sel elektrokimia. Dalam sel volta terjadi perubahan reaksi kimia menjadi energi listrik. Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi reaksi kimia.
1.2 Rumusan Masalah
1. Apa yang dimaksud dengan sel volta dan sel elektrokimia?
2. Apa kegunaan sel volta dan sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari?
1.3 Tujuan Penelitian
1. Mengetahui pengertian sel volta dan sel elektrolisis.
2. Mengetahui kegunaan sel volta dan sel elekrolisis dalam kehidupan sehari-hari.
1.4 Manfaat Penelitian
Untuk memberikan informasi tentang sel volta dan sel elektrolisis sampai dengan kegunaan keduanya dalam kehidupan sehari-hari, sehingga makalah ini diharapkan dapat menjadi sumber pengetahuan untuk penulis maupun pembaca tentang sel elektrokimia.
2.1 Sel Volta
2.1.1 Pengertian Sel Volta
Sel volta adalah suatu sel yang di dalamnya terjadi reaksi redoks spontan yang menghasilkan energi listrik. Sel volta mempunyai elektrode logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya.
Apabila logam Zn dalam keadaan kontak dengan salah satu larutan garamnya (misalnya larutan ZnSO4) dihubungkan dengan logam Cu yang juga dalam keadaan
kontak dengan salah satu larutan garamnya (misalnya larutan CuSO4) melalui kawat
penghantar listrik dan antara kedua larutan tersebut dihubungkan dengan jembatan garam yang berisi larutan elektrolit (misalnya K2SO4), maka akan dihasilkan beda
potensial.
Dalam reaksi tersebut, Zn melepaskan elektron. Elektron yang dilepas mengalir ke katode Cu yang berhubungan langsung dengan ion Cu2+ (hasil ionisasi CuSO
4 →
Cu2+ + SO
42-) melalui kawat penghantar sehingga mereduksi ion Cu2+ menjadi Cu.
Perubahan ion Cu2+ menjadi Cu mengakibatkan larutan pada katode. Kelebihan
SO42- ini akan dinetralkan oleh ion K+ dari jembatan garam. Jembatan garam adalah
suatu tabung yang berisi larutan elektrolit, misalnya NaNO3 atau K2SO4. kelebihan
ion Zn+ pada sel anode akan dinetralkan oleh ion SO
42- dari jembatan garam. Kedua
proses tersebut membantu kelistrikan setengah sel tetap netral. Tanpa adanya jembatan garam, netralitas kelistrikannya tidak dapat dipertahankan. Akibatnya, sel tidak dapat menghasilkan arus listrik. Menurut konvensi, dalam sel volta, bagian anode (bagian yang mengalami oksidasi) disebut elektrode negatif, dan katode disebut elektrode positif.
Secara sederhana, kita dapat membandingkan aliran elektron yang disebabkan oleh sel volta dengan aliran air terjun. Air mengalir secara spontan dari atas ke bawah karena perbedaan energi potensial antara air di atas dan di bawah air terjun. Demikian pula elektron mengalir secara spontan dari anode ke katode.
2.1.2 Diagram Sel
Diagram sel merupakan susunan suatu sel volta yang dinyatakan dengan suatu notasi singkat. Logam yang bertindak sebagai katode dan anode harus ditentukan terlebih dahulu sebelum menentukan diagram sel.
Contoh :
Zn → Zn2+ merupakan anode,dan Cu2+ → Cu merupakan katode. Anode
biasanya dituliskan di sebelah kiri, sedangkan katode dituliskan di sebelah kanan. Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi oksidasi, sedangkan di katode terjadi reduksi. Dua garis sejajar (||) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas antarfase. Berdasarkan reaksi di atas, logam Zn berfungsi sebagai anode dan logam Cu berfungsi sebagai katode. Jika potensial sel yang ditunjukkan oleh voltmeter sebesar 1,1 volt, penulisan diagram selnya sebagai berikut : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu, E°=1,1
volt.
2.1.3 Potensial Elektrode dan Potensial Sel
Potensial elektrode merupakan potensial listrik pada permukaan elektrode. Potensial elektrode juga merupakan perbedaan potensial di antara kedua setengah sel dari sel volta. Potensial elektrode tidak dapat diukur secara langsung. Oleh karena itu, digunakan Hidrogen (H2) sebagai elektrode pembanding standar dan diberi harga
potensial elektrode nol.
Potensial sel ditentukan dengan cara mengukur potensial listrik yang timbul karena penggabungan dua setengah sel. Pengukuran ini dilakukan menggunakan voltmeter. Cara menentukan harga potensial sel dalam suatu sel volta menggunakan :
E°sel = E°katode - E°anode
Reaksi dapat berlangsung jika E°sel mempunyai harga positif (lebih besar dari
nol). Sebaliknya, reaksi tidak dapat berlangsung jika E°sel mempunyai harga negatif
(kurang dari nol).
Suatu unsur logam dapat disusun berdasarkan harga potensial (E°) yang semakin besar atau urutan logam yang semakin mudah mengalami reduksi. Urutan ini dinamakan deret volta. Deret volta adalah sebagai berikut : Li – K – Ba- Sr- Ca – Na – La – Ce – Mg – Lu – Al – Mn – (H2O) – Zn – Cr- Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H
– Sb – Bi – Cu – Hg – Ag – Pt – Au
Deret volta tersebut dari kiri ke kanan bersifat semakin mudah mengalami reduksi (oksidator semakin kuat). Sementara itu, dari kanan ke kiri semakin mudah mengalami oksidasi (reduktor semakin kuat).
2.2 Sel Elektrolisis
2.2.1 Pengertian Sel Elektrolit
Sel elektrolisis merupakan rangkaian dua elektrode, yaitu anode dan katode yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit dan dilengkapi sumber arus listrik. Katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub postif. Selain itu, di katode terjadi reaksi reduksi, sedangkan di anode terjadi reaksi oksidasi. Larutan elektrolit berfungsi untuk menghantarkan arus listrik. Elektrode yang digunakan pada sel elektrolisis adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi (inert). Contohnya grafit atau karbon (C), emas (Au), dan platina (Pt).
2.2.2 Cara Kerja Sel Elektrolit
Katode dihubungkan dengan kutub negatif dan anode dihubungkan dengan kutub positif dari sumber arus listrik. Sumber arus listrik memompa elektron ke katode dan ditangkap oleh kation (ion positif) sehingga pada permukaan katode terjadi reduksi pada kation. Pada saat yang sama, anion (ion negatif) melepaskan elektron. Elektron ini dikembalikan ke sumber arus listrik melalui anode. Akibatnya, pada permukaan anode terjadi oksidasi terhadap anion.
2.2.3 Reaksi Elektrolisis
Seperti pada sel volta, pada sel elektrolisis terjadi reaksi oksidasi di anode dan reaksi reduksi di katode. Reaksi elektrolisis berlangsung kompleks. Spesi yang bereaksi dapat berupa kation, anion, air, atau elektrodenya. Spesi yang mengalami reduksi di katode berupa spesi yang mempunyai potensial elektrode lebih positif. Spesi yang mengalami oksidasi di anode berupa spesi yang mempunya potensial elektrode lebih negatif. Elektrode yang digunakan dapat berupa elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi (inert).
a) Ion-ion di Sekitar Elektrode
Pada anode, ion-ion di sekitar anode yang memiliki Eolebih negatif yang akan mengalami oksidasi. Pada katode, ion-ion di sekitar katode yaang memiliki Eo lebih positif yang akan mengalami reduksi.
Contohnya, pada elektrolisis larutan KI digunakan elektrode grafit. Spesi yang ada di dalamnya adalah ion K+ dan I– dari hasil ionisaisi KI dan
juga ada H2O sebagai pelarut (karena larutan). Oleh karena elektrodenya
grafit yang inert, elektrodenya tidak mengalami reaksi apapun. Di sekitar anode terdapat H2O(l) dan ion I– yang akan teroksidasi.
2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e– Eo= +1,23 V
2I–(aq) → I
2(g) + 2e– Eo= -0,54 V
Di sekitar katode terdapat ion K+ dan H2O sehingga lebih mudah
2H2O(l) + 2e— → H2(g) + 2OH–(aq) Eo = -0,83 V
K+(aq) + e– → K(s) Eo= -2,93 V
Jadi,pada elektrolisis larutan KI dengan elektrode grafit, reaksi yang terjadi adalah:
Hasil elektrolisis larutan KI adalah gas I2 di anode serta larutan
KOH dan gas H2 di katode. Jika di sekitar elektrode tidak reaktif (inert)
hanya terdapat jenis zat atau ion, maka zat atau ion tersebut yang mengalami oksidasi atau reduksi.
b) Bahan Elektrode
Jika bahan elektrode terbuat dari grafit (C) atau logam inert (misalnya Pt atau Au), elektrode tidak mengalami oksidasi atau reduksi. Jadi yang mengalami oksidasi dan reduksi adalah spesi-spesi yang ada di sekitar elektrode.
Jika elektrode (terutama anode) berasal darilogam aktif, anode tersebut yang akan mengalami oksidasi.
Contohnya jika kita bandingkan hasil elektrolisis larutan Na2SO4
dengan elektrode inert (misalnya grafit, C) dan dengan elektroda reaktif (misalnya Cu).
1. Reaksi elektrolisis larutan Na2SO4 encer dengan elektrode grafit
Na2SO4(aq) → 2Na+(aq) + SO42-(aq)
Anode (+) : 2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e–
Katode (-) : 4H2O(l) + 4e– → 2H2(g) + 4OH–(aq)
———————————————————————— +
Hasil elektrolisisnya adalah gas oksigen di anode dan gas hidrogen di katode.
2. Reaksi elektrolisis larutan Na2SO4 dengan elektrode tembaga.
Na2SO4(aq) → 2Na+(aq) + SO42-(aq)
Anode (+) : 2Cu(s) → Cu2+(aq) + 4e–
Katode (-) : 4H2O(l) + 4e–→ 2H2(g) + 4OH–(aq)
Oleh karena anodenya dari Cu (anode reaktif), maka anode tersebut mengalami oksidasi dan hasilnya adalah ion Cu2+ di anode dan gas
hidrogen di katode.
2.3 Kegunaan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari
Prinsip kerja sel volta yaitudapat menghantarkan arus listrik. Sel volta sebagai sumber listrik banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Berdasarkan reaksi yang berlangsung di dalamnya, sel volta dibagi menjadi tiga, yaitu sel volta primer, sel volta sekunder, dan sel bahan bakar.
2.3.1 Sel Volta Primer
Sel volta primer merupakan sel baterai yang tidak dapat diisi lagi jika sumber energinya telah habis. Beberapa contoh sel volta primer dijelaskan sebagai berikut.
a) Sel Kering (Baterai)
Sel kering ini sering digunakan sebagai sumber energi untuk radio, lampu blitz, dan senter. Bagian luar sel ini terbuat dari zink yang berfungsi sebagai anode dan tampak di permukaan bawah sebagai ujung negatif baterai. Ujung positif baterai yang berfungsi sebagai katode tersusun dari grafit (karbon dengan susunan tertentu) yang dikelilingi oleh suatu pasta campuran serbuk grafit (C), batu kawi (MnO2), dan salmiak (NH4Cl).
Sel kering menghasilkan ±1,5 volt. Reaksi sel yang terjadi, antara lain:
Anode : Zn → Zn2+ + 2e
-Katode : 2 NH4+ + 2e- → 2 NH3 + H2
————————————————————
Zn + 2 NH4+ → Zn2+ + 2 NH3 + H2
Timbulnya gas NH3 dan H2 mengakibatkan sel mengembang dan pecah. Ion
Zn2+ yang terbentuk dapat bereaksi dengan gas NH
[Zn(NH3)4]2+. Gas hidrogen yang terbentuk mengumpul pada elektrode karbon
yang dapat menghambat jalannya reaksi dalam sel. Adanya MnO2 dapat
mengikat H2 membentuk H2O dan Mn2O3 sehingga voltase sel tidak terganggu.
2 MnO2 + H2 → Mn2O3 + H2O
Dengan demikian, reaksi yang terjadi di katode sangat kompleks. Salah satu reaksi utamanya adalah :
2 MnO2 + 2NH4+ + 2e- → Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Keuntungan utama sel kering adalah relatif murah harganya dan biasanya tidak terjadi kebocoran, sedangkan kelemahannya tidak dapat dapat diisi kembali.
Selain itu, juga dikenal baterai alkali atau sel kering alkali. Sel jenis ini juga menggunakan Zn dan MnO2 sebagai pereaksi, tetapi dalam kondisi basa
(elektrolit KOH).
Setengah reaksi yang terjadi adalah :
Anode : Zn + 2OH- → ZnO + H
2O + 2e
-Katode : 2 MnO2 + H2O + 2e- → Mn2O3 + 2OH
-Voltase yang dihasilkan ±1,54 V. Sel kering ini waktu hidupnya lebih lama dan dapat menghantarkan arus yang lebih tinggi daripada sel zink-karbon yang lebih murah.
b) Sel Perak Oksida
Sel perak oksida lebih tahan lama digunakan walaupun harganya relatif lebih mahal. Katode yang digunakan berupa perak oksida (Ag2O), sedangkan
anode yang digunakan berupa seng. Larutan basa (KOH) bentuk pasta digunakan sebagai larutan elektrolitnya. Baterai perak oksida memiliki potensial sel sebesar 1,5 volt. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : Ag2O + H2O + 2e- → 2Ag + 2OH
-Anode : Zn + 2OH- → Zn(OH)
2 + 2e
-Sel perak oksida biasa dipakai untuk jam tangan, kalkulator, dan kamera.
2.3.2 Sel Volta Sekunder
Sel volta sekunder merupakan sel volta yang jika habis dapat berfungsi lagi setelah dialuri listrik. Contoh sel volta sekunder sebagai berikut.
Sel aki timbal asam menggunakan timbal sebagai anode dan PbO2
sebagai katode. Larutan elektrolit yang digunakan berupa larutan asam sulfat. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e- → PbSO4 + 2H2O
Anode : Pb + SO42- → PbSO4 + 2e
-Arus listrik aki akan habis saat PbO2 dan Pb telah berubah menjadi
PbSO4 semua. PbSO4 dapat dikembalikan menjadi Pb dan PbO2 lagi
dengan cara dialiri arus listrik (elektrolisis). Pada proses pengisian aki, elektrode Pb (negatif) dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus. Elektrode PbO2 (positif) dihubungkan dengan kutub positif sumber arus. Isi
sel aki digunakan sebagai larutan elektrolit. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. elektron. Baterai ion litium tersusun atas logam Li dalam grafit (LixC6)
sebagai anode, logam litium oksida (LiMn2O4) sebagai katode, dan
elektrolit LiClO4 dalam etilen karbonat atau pelarut organik. Elektron akan
mengalir melalui rangkaian luar, sedangkan ion Li+ mengalir dari anode ke
katode. Reaksinya sebagai berikut.
Anode : LixC6 → aLi+ + xe- + C6
Katode : Li1-xMnO4 + aLi+ + xe- → LiMn2O4
————————————————————
LixC6 + Li1-xMnO4 → C6 + LiMn2O4
Baterai litium banyak digunakan dalam telepon seluler (HP), laptop, dan kamera digital.
3. Sel Nikad (Nikel-Kadmium)
tersusun dari kadmium padat dan katode yang tersusun dari NiO(OH). Elektrolit yang digunakan biasanya KOH. Selama penggunaan, kadmium teroksidasi dan NiO(OH) tereduksi menurut persamaan reaksi berikut. Anode : Cd + 2OH- → Cd(OH)
2 + 2e
-Katode : 2 NiO(OH) + 2 H2O → 2Ni(OH)2+ 2OH
-2.3.3 Sel Bahan Bakar
Sel bahan bakar menggunakan gas oksigen sebagai katode dan gas hidrogen sebagai anode. Gas hidrogen dan gas oksigen masing-masing dimasukkan ke dalam elektrode karbon yang berpori. Pada setiap elektrode digunakan katalis serbuk platina. Kedua elektrode juga dipisahkan oleh larutan KOH pekat. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : O2 + 2H2O + 4e- → 4OH
-Anode : H2 + 2OH- → 2H2O + 2e
-Sel bahan bakar biasa digunakan untuk pembangkit energi listrik, misal sumber energi listrik pesawat ruang angkasa. Sel bahan bakar tidak perlu diisi ulang karena gas hidrogen dan gas oksigen dialirkan terus-menerus. Sementara itu, air yang dihasilkan dapat digunakan sebagai air minum para astronaut.
2.4 Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan Sehari-hari
Reaksi elektrolisis banyak digunakan pada industri logam. Penggunaan reaksi
Aluminium diperoleh dari elektrolisis larutan alumina (Al2O3) dalam proses
Hall-Heroult. Hasil elektrolisis alumina adalah aluminium dan gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah.
Anode : 2 O2- → O2 + 4e- x 3
Katode : Al3+ + 3e- → Al x 4
2 Al2O3 → 4 Al + 3O2
2. Produksi Logam Magnesium
Magnesium diperoleh dari elektrolisis lelehan MgCl2. Sumber utama
magnesium adalah air laut, dalam bentuk endapan Mg(OH)2. Untuk mendapatkan
padatan MgCl2, Mg(OH)2 disaring kemudian dilarutkan dalam asam klorida.
Mg(OH)2 + HCL → MgCl2 + 2H2O
Larutan MgCl2 diuapkan sampai terbentuk padatan MgCl2. Selama proses
elektrolisis lelehan MgCl2 , magnesium diendapkan di katode dan gas klorida
dihasilkan di anode. mengilap, dan berharga mahal. Penyepuhan bertujuan untuk melindungi logam dari korosi atau memperbaiki penampilan. Dalam melakukan penyepuhan, perlu diperhatikan hal-hal sebagai berikut.
1. Logam yang akan dilapisi dipasang pada katode. 2. Logam pelapis dipasang pada anode.
3. Elektrolit yang digunakan adalah salah satu larutan garam dari logam pelapisnya.
Contoh dari penyepuhan logam adalah pelapisan sendok dengan perak. Sendok digunakan sebagai katode, perak murni digunakan sebagai anode, dan elektrolit yang digunakan menyesuaikan dengan logam untuk menyepuh, misalnya Na[Ag(CN)2] atau AgNO3. tembaga(II) sulfat (CuSO4) menggunakan elektrode dua jenis tembaga. Tembaga
anode. Ion tembaga dari anode akan mengalir ke katode dan membentuk endapan tembaga yang sudah murni. Kotoran dalam tembaga kasar akan jatuh ke dasar bak elektrolisis.
Reaksi pemurnian tembaga sebagai berikut :
Katode (reduksi) : Cu2+ + 2e-→ Cu
Anode (oksidasi) : Cu → Cu2+ + 2e
-——————————————————
Reaksi Sel : Cu → Cu
BAB III PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Dari pembahasan di atas dapat ditarik kesimpulan:
1. Sel volta adalah suatu sel yang di dalamnya terjadi reaksi redoks spontan yang menghasilkan energi listrik. Sel volta mempunyai elektrode logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya. Sel elektrolisis merupakan peruraian suatu elektrolit karena adanya arus listrik searah. Pada sel elektrolisis, terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Selain itu, reaksi berlangsung tidak spontan.
2. Kegunaan sel volta dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai sel kering (baterai), sel perak oksida, sel aki timbal asam, baterai litium, sel nikad (Nikel-Kadmium), dan sel bahan bakar. Sedangkan kegunaan sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari adalah untuk pembuatan zat (produk logam aluminium dan magnesium), penyepuhan logam (electroplating), dan pemurnian logam.
3.1 Saran
1. Ilmu pengetahuan tentang sel volta dan sel elektrolisis dapat lebih maju dengan mempelajari dasarnya.
2. Pembaca maupun penyusun dapat menerapkan kegunaan sel volta dan sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari.
DAFTAR PUSTAKA
Dyah Rufaida, Anis. 2015. Kimia. Klaten: Intan Pariwara.
LAMPIRAN
( Gambar 1 : Sel Volta )
( Gambar 2 : Sel Elektrolisis )
( Gambar 3 : Sel Kering Baterai )
( Gambar 5 : Sel Perak Oksida )
( Gambar 6 : Penyepuhan )
( Gambar 7 : Sel Nikad )
( Gambar 8 : Sel Timbal Asam )
