LIRIK LAGU : Pintar Pelajaran Pengertian Sel Volta Dan Sel Elektrolisis, Galvani, Perbedaan, Prinsip Kerja, Persamaan Reaksi, Kimia

Pengertian Sel Volta dan Sel Elektrolisis, Galvani, Perbedaan, Prinsip Kerja, Persamaan Reaksi, Kimia - Dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memperlihatkan manfaat dalam upaya berbagi sumber energi listrik alternatif lantaran aliran listrik tiada lain ialah aliran elektron.

Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia dinamakan sel elektrokimia.

Tabel Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

No.	Sel Volta / Galvani	Sel Elektrolisis
1.	Reaksi spontan	Reaksi tidak spontan
2.	Anode kutub negatif	Anode kutub positif
3.	Katode ialah kutub positif	Katode ialah kutub negatif
4.	Energi kimia diubah menjadi energi listrik	Energi listrik diubah menjadi energi kimia

1. Sel Volta atau Sel Galvani

Pada reaksi redoks terjadi transfer elektron yang menghasilkan energi listrik, ibarat ditunjukkan pada Gambar 1. 

Gambar 1. Sel volta sederhana.

Oleh lantaran reaksi redoks sanggup dipisahkan menjadi dua setengah reaksi, sel volta pun sanggup dirancang menjadi dua tempat, yakni daerah untuk reaksi oksidasi dan daerah untuk reaksi reduksi. Kedua daerah tersebut dihubungkan melalui rangkaian luar (aliran muatan elektron) dan rangkaian dalam atau jembatan garam (aliran massa dari ion-ion).

Percobaan / Praktikum Kimia Prinsip Kerja Sel Volta :

Tujuan :

Untuk mengetahui potensial dan prinsip kerja dari sel volta.

Alat :

1. Gelas kimia
2. Gelas ukur
3. Elektrode Zn
4. Elektrode Cu
5. Voltmeter

Bahan

1. Zn(NO₃)₂ 1 M
2. Cu(NO₃)₂ 1 M

Langkah Kerja :

1. Pasang alat sel volta dalam setiap kelompok kerja Anda.
2. Masukkan 200 mL larutan Zn(NO₃)₂ 1 M dan logam seng (elektrode Zn) ke dalam gelas kimia 1. Masukkan 200 mL larutan Cu(NO₃)₂ 1 M dan logam tembaga
3. (elektrode Cu) ke dalam gelas kimia 2.
4. Hubungkan logam Zn ke kutub negatif dan logam Cu ke kutub positif dari voltmeter (rangkaian luar).
5. Hubungkan kedua larutan dalam gelas kimia dengan jembatan garam (rangkaian dalam).

Pertanyaan

1. Berapakah potensial sel yang terukur dari percobaan tersebut?
2. Tuliskan reaksi kimia yang terjadi pada setiap setengah-reaksi sel.
3. Mengapa terjadi beda potensial antara elektrode Zn dan Cu?
4. Simpulkan hasil pengamatan percobaan yang kelompok Anda lakukan.

Kemudian, buatlah laporannya.

Pada percobaan tersebut, reaksi tidak akan terjadi jikalau tidak ada hubungan baik secara rangkaian luar maupun rangkaian dalam. Jika hanya rangkaian luar yang dihubungkan, reaksi akan terjadi hanya sesaat dan seketika itu juga reaksi berhenti. Reaksi akan berjalan terus jikalau rangkaian dalam (jembatan garam) dihubungkan.

Gambar 3. Proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta.

Jika kedua rangkaian dihubungkan, akan terjadi reaksi redoks di antara kedua setengah sel itu (lihat Gambar 3). Persamaan reaksi ionnya:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Persamaan reaksi setengah selnya :

Pada elektrode Zn : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–

Pada elektrode Cu : Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s)

Logam Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn²⁺ dan melepaskan 2 elektron. Kedua elektron ini akan mengalir melewati voltmeter menuju elektrode Cu. Kelebihan elektron pada elektrode Cu akan diterima oleh ion Cu²⁺ yang disediakan oleh larutan Cu(NO₃)₂ sehingga terjadi reduksi ion Cu²⁺ menjadi Cu(s).

Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan Zn(NO₃)₂ akan kelebihan ion Zn²⁺ (hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO₄ akan kelebihan ion NO₃^– sebab ion pasangannya (Cu²⁺) bermetamorfosis logam Cu yang terendapkan pada elektrode Cu.

Kelebihan ion Zn²⁺ akan dinetralkan oleh ion NO₃^– dari jembatan garam, demikian juga kelebihan ion NO₃^– akan dinetralkan oleh ion Na⁺ dari jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks.

Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat lantaran kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan hasilnya reaksi berhenti seketika. Dalam sel elektrokimia, daerah terjadinya reaksi oksidasi (elektrode Zn) dinamakan anode, sedangkan daerah terjadinya reaksi reduksi (elektrode Cu) dinamakan katode.

Jembatan garam sanggup dibentuk dari :

a. Pipa U yang berisi larutan NaNO₃ atau KNO₃ berupa gel.

b. Sumbu kompor yang dibasahi terus-menerus dengan larutan NaNO₃ selama percobaan (ditetesi NaNO₃ secara kontinu).

Jika masih belum jelas, pelajari uraian berikut ini. [1]

Apa yang terjadi jikalau sepotong logam zink (seng) dicelupkan dalam larutan cuprum (II) sulfat? Permukaan logam zink akan segera ditutupi dengan lapisan cuprum (Cu) dan bertahap logam zink akan larut. Pada kasus ini telah terjadi reaksi redoks, yaitu reaksi reduksi pada ion cuprum (II) dan reaksi oksidasi pada zink. Reaksi tersebut dituliskan ibarat berikut.

Oksidasi : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^–

Reduksi : Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s)

Elektron berpindah dari Zn ke Cu²⁺. Ion-ion Cu menyelimuti logam Zn, menyerap elektron kemudian mengendap. Adapun atom Zn sesudah melepas elektron larut, berubah menjadi Zn²⁺. Pada reaksi ini tidak timbul arus listrik, lantaran perpindahan elektron terjadi secara pribadi yaitu dari logam Zn ke logam Cu. Kedua logam di atas (Zn dan Cu) harus dipisahkan dengan jembatan garam untuk menghasilkan arus listrik. Rangkaian inilah yang dinamakan sel Volta. Perhatikan Gambar 3! 

Logam zink dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Zn²⁺ yaitu larutan zink sulfat (ZnSO₄) dan logam cuprum dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Cu²⁺ yaitu cuprum (II) sulfat. Masing-masing logam dihubungkan dengan voltmeter.

Untuk menetralkan muatan pada larutan maka dibuatlah tabung penghubung antara larutan. Tabung ini berisi larutan garam misal NaCl atau KNO₃ dalam agar-agar. Tabung penghubung ini disebut jembatan garam.

Bagaimana proses yang terjadi pada sel Volta?

Logam zink yang dicelupkan dalam larutan zink sulfat akan mengalami oksidasi dengan melepaskan dua elektron membentuk ion Zn²⁺. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju logam Cu dan ditangkap oleh ion Cu²⁺ sehingga ion Cu²⁺ mengalami reduksi membentuk Cu. Terjadinya aliran elektron dari logam Zn ke logam Cu ditunjukkan dengan penyimpangan jarum voltmeter. Larutan dalam jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion positif (ion Zn²⁺  dalam larutan ZnSO₄ dengan menetralkan kelebihan ion negatif (ion SO₄^2-) dalam larutan.

Elektrode di mana reaksi oksidasi terjadi disebut anode. Adapun elektrode di mana reaksi reduksi terjadi disebut katode.

Reaksi yang terjadi pada sel Volta sanggup dituliskan ibarat berikut.

Anode : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e¯

Katode : Cu(aq)²⁺ + 2e¯ → Cu(s)

Reaksi Sel : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Susunan sel Volta dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel. Diagram sel pada sel Volta di atas sanggup dituliskan ibarat berikut.

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi reaksi oksidasi Zn menjadi Zn2+. Adapun di katode terjadi reaksi reduksi Cu²⁺ menjadi Cu. Dua garis sejajar ( || ) menyatakan jembatan garam dan garis tunggal sejajar ( | ) menyatakan batas antarfase.

2. Sel Elektrolisis [2]

Pada sel volta yang gres saja kita pelajari, reaksi redoks impulsif menjadikan arus listrik. Terjadinya arus listrik ini sanggup diamati dari voltmeter. Tidak demikian halnya dengan sel elektrolisis, reaksi redoks yang tidak impulsif sanggup berlangsung bila kedalamnya dialiri listrik. Perhatikan gambar susunan sel elektrolisis pada Gambar 4!

Gambar 4. Sel Elektrolisis.

Arus listrik dari sumber arus searah mengalir ke dalam larutan melalui katoda atau elektroda negatif. Pada katoda ini terjadi reaksi reduksi dari spesi tertentu yang ada dalam larutan. Spesi tertentu yang lain mengalami oksidasi di anoda/elektroda positif. Dalam hal daerah reaksi berlangsung sama ibarat sel volta yaitu katoda daerah terjadi reaksi reduksi sedangkan anoda daerah terjadi oksidasi, tetapi muatan elektroda dalam sel elektrolisis berlawanan dengan muatan elektroda dalam sel volta. Pada sel elektrolisis katoda merupakan elektroda negatif, sedangkan anoda merupakan elektroda positif.

Spesi yang mengalami reduksi di katoda dan spesi yang mengalami oksidasi di anoda, tergantung pada potensialnya masing-masing. Spesi yang mengalami reduksi ialah yang memiliki potensial elektroda lebih positif. Sedangkan spesi yang mengalami oksidasi ialah yang memiliki potensial elektroda lebih negatif. Dengan demikian, tidak selalu kation yang mengalami reduksi dan tidak selalu anion yang mengalami oksidasi, mungkin saja pelarutnya (air) yang mengalami reduksi dan atau oksidasi. Bila elektroda bukan elektroda inert (sukar bereaksi) maka elektroda akan mengalami oksidasi. Untuk lebih jelasnya, perhatikan beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menulis reaksi elektrolisis berikut.

a. Reaksi pada Anoda (Oksidasi)

1) Bila anoda terbuat dari Pt, Au, atau C, maka anoda tidak ikut teroksidasi,

a) Ion OH^- teroksidasi menjadi H₂O dan gas O₂

4OH^-(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e¯

b) Ion sisa asam halida (Cl^-, Br ^-, I^-) teroksidasi menjadi molekulnya.

Contoh : 2Br ^-(aq) → Br₂(l) + 2e¯

c) Ion sisa asam oksi (SO₄^2-, NO₃^-, CO₃^2-) tidak teroksidasi, yang teroksidasi ialah air (pelarut).

2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e¯

2) Bila anoda terbuat selain dari Pt, Au, atau C, maka anoda ikut teroksidasi.

Contoh : 

anoda dari logam Ag maka Ag (s) → Ag⁺ (aq) + e¯

anoda dari logam Cu maka Cu (s) → Cu²⁺ (aq) + 2e¯

b. Reaksi pada Katoda (Reduksi)

a) Ion H+ tereduksi menjadi gas H₂ : 2H⁺(aq) + 2e¯ → H₂(g)

b) Ion-ion logam

(1) Ion-ion logam alkali dan alkali tanah (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺ dan lain-lain) serta Al³⁺, Mn²⁺ tidak mengalami reduksi, yang tereduksi ialah air (pelarut).

2H₂O(l) + 2e¯ → H₂(g) + 2OH^-(aq)

(2) Ion-ion logam selain alkali dan alkalis tanah serta Al³⁺, Mn²⁺ tereduksi menjadi logamnya.

Contoh : Ni²⁺ (aq) + 2e¯ → Ni(s)

Perhatikan beberapa pola reaksi elektrolisis berikut:

1) Reaksi elektrolisis larutan CaCl2 dengan elektroda karbon

Anoda	:	2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e¯
Katoda	:	2H2O(l) + 2e¯ → H2 (g) + 2OH-(aq)	+
	:	2Cl-(aq) + 2H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2OH-(aq)

2) Reaksi elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt)

Anoda	:	2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e¯	(x1)
Katoda	:	2H2O(l) + 2e¯ → H2(g) + 2OH-(aq)	(x2)	+
	:	6H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 2H2(g) + 4OH-(aq)

3) Reaksi elektrolisis leburan NaCl

Anoda	:	2Cl-(aq) → Cl2+(g) + 2e¯	(x1)
Katoda	:	Na+(aq) + e¯ → Na(s)	(x2)	+
	:	2Cl-(aq) + Na+(aq) → Cl2(g) + Na(s)

Agar lebih memahami proses elektrolisis, lakukan aktivitas berikut:

Percobaan / Praktikum Mengamati Proses Elektrolisis

Tujuan:

Memahami proses elektrolisis

Alat dan bahan:

- pipa U 

- elektroda karbon 

- fenolftolein 

- larutan NaCl 

- penjepit

- watu baterai

- larutan amilum

- larutan KI

- kabel

Langkah Kerja:

1. Masukkan larutan KI ke dalam pipa U!
2. Pasang elektroda karbon sehingga tercelup dalam larutan!
3. Tambahkan 2 tetes fenolftalein dan 2 tetes larutan amilum ke dalam larutan pada pipa U!
4. Hubungkan elektroda dengan watu baterai, amati perubahan yang terjadi!
5. Ulangi langkah 1 hingga dengan 4 dengan mengamati larutan Kl dengan larutan NaCl!

Pertanyaan:

1. Apakah kesimpulan wacana kejadian yang terjadi di anoda dan katoda?
2. Tuliskan persamaan reaksi pada anoda dan katoda tiap percobaan yang Anda lakukan!

Anda kini sudah mengetahui Sel Volta dan Sel Elektrolisis. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 3 : Untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 298.

Referensi Lainnya :

[1] Sukmanawati, W. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/ MA Kelas XII. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 266.

[2] Pangajuanto, T. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/ MA Kelas XII. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.