Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan

         Blog KoKim - Setelah kita mempelajari materi sel elektrolisis dan hukum Faraday pada elektrolisis, kita akan lanjutkan membahas materi Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan. Kegunaan sel elektrolisis antara lain untuk penyepuhan logam, produksi aluminium, dan produksi natrium. Berikut penjelasan dari masing-masing kegunaan dari sel elektrolisis.

1). Penyepuhan logam

       Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau. Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.

       Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO$_3$ dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.
$CrO_3(aq) + 6 H^+(aq) + 6 e^- \rightarrow Cr(s) + 3 H_2O(l) $

2). Produksi aluminium

       Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

3) Produksi natrium

       Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down.
Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

4) Korosi atau Pengkaratan Logam

       Dalam kehidupan sehari-hari, Anda pasti pernah melihat besi yang berkarat. Apabila besi didiamkan pada udara yang lembap maka pada permukaan besi akan terbentuk karat. Masalah yang sering terjadi pada logam adalah korosi. Korosi disebabkan karena reaksi logam dengan oksigen dan air. Contohnya korosi pada besi.

       Perhatikanlah berikut ini, Pada proses korosi, besi bertindak sebagai anode yang akan mengalami reaksi oksidasi membentuk Fe$^{2+}$, sedangkan O$_2$ mengalami reduksi menjadi OH$^-$, gabungan Fe$^{2+}$ dan OH$^-$ membentuk karat.

Proses korosi dapat dicegah melalui:
1. Perlindungan pada permukaan, contohnya dengan cat.
2. Perlindungan elektrokimia dengan menggunakan logam lain (proteksi katodik).
3. Pembentukan aloi.
Aloi adalah campuran logam dengan logam lain sehingga menghasilkan campuran logam yang lebih kuat dan tahan karat. Contohnya, campuran Ni dengan Cr.

       Demikian pembahasan Kegunaan Sel Elektrolisis dalam Kehidupan dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrokimia.

Hukum Faraday pada Elektrolisis

         Blog KoKim - Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday). Pada artikel ini kita akan membahas materi Hukum Faraday pada Elektrolisis yaitu hukum I Faraday dan hukum II Faraday. Hukum I Faraday yang dirumuskan sebagai berikut:

Keterangan :
$ w = \, $ massa zat (g)
$ e = \, $ massa ekuivalen atau valensi atau (Mr / valensi)
$ i = \, $ kuat arus (A)
$ t = \, $ waktu (s)
$ F = \, $ tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1 F = 1 mol electron

Contoh soal hukum I faraday :
1). Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO$_4$ dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Penyelesaian :
*). Dikatode terjadi reaksi reduksi Cu$^{2+}$ menjadi Cu:
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $
$ t = \, $ 20 menit = 1.200 s .
*). Menentukan massa ($w$) :
$ \begin{align} w & = \frac{eit}{F} \\ & = \frac{ \frac{63,5 \, \text{g/mol}}{2} \times 2A \times 1.200 s }{96.500 \text{ coulumb} } \\ & = 0,79 \, \text{ g} \end{align} $

Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday, yang berbunyi:
Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.
Sehingga dapat dirumuskan:
$ \begin{align} \frac{w_A}{w_B} = \frac{e_A}{e_B} \end{align} $
Keterangan:
$ w_A = \, $ massa zat A
$ w_B = \, $ massa zat B
$ e_A = \, $ massa ekuivalen zat A
$ e_B = \, $ massa ekuivalen zat B

Contoh soal hukum II Faraday :
2). Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO$_3$ dan CuSO$_4$ disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)

Penyelesaian :
$ \begin{align} \frac{w_{Cu}}{w_{Ag}} & = \frac{e_{Cu}}{e_{Ag}} \\ w_{Cu} & = \frac{w_{Ag} \times e_{Cu}}{e_{Ag}} \\ & = \frac{2,5 \times \frac{63,5}{2}}{108} \\ & = 0,73 \, 8 \end{align} $
Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.

       Demikian pembahasan materi Hukum Faraday pada Elektrolisis dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrolisis yaitu kegunaan sel elektrolisis pada kehidupan sehari-hari.

Sel Elektrolisis

         Blog KoKim - Pada artikel kali ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis. Materi sel elektrolisis merupakan jenis kedua dari sel elektrokimia yang akan kita bahas.

         Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).

a. Reaksi pada Katode

      Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektronelektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.
1. Ion hidrogen (H$^+$)
Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.
Reaksi: $ 2 H^+(aq) + 2 e^- \rightarrow H_2(g) $
2. Ion-ion logam
a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li$^+$, K$^+$, Na$^+$, Ba$^{2+}$, Sr$^{2+}$, dan Ca$^{2+}$ tidak mengalami reduksi karena E$^\circ$ logam $ \, < \, $ E$^\circ$ air maka air sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.
Reaksi: $ H_2O(l) + 2 e^- \rightarrow H_2(g) + 2 OH^-(aq) $
b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni$^{2+}$, Cu$^{2+}$, dan Zn$^{2+}$ akan mengalami reduksi menjadi logam. $ Mn^+ + n e^- \rightarrow M $
Contoh:
$ Cu^{2+}(aq) + 2 e^- \rightarrow Cu(s) $
$ Ni^{2+}(aq) + 2 e^- \rightarrow Ni(s) $

       Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logam penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl(l), Na$^+$ akan menjadi Na.
Reaksi: $Na^+(aq) + e^- \rightarrow Na(s) $

b. Reaksi pada Anode

       Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negative atau air akan teroksidasi.
1. Ion hidroksida (OH$^-$) akan teroksidasi menjadi H$_2$O dan O$_2$.
Reaksinya: $4 OH^-(aq) \rightarrow 2 H_2O(l) + O_2(g) + 4 e^- $
2. Ion sisa asam
a. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl$^-$, Br$^-$, I$^-$ akan teroksidasi menjadi gasnya Cl$_2$, Br$_2$, I$_2$.
Contoh:
$ 2 Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2 e^- $
$ 2 X^- \rightarrow X_2 + 2 e^- $
b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO$_4^{2-}$, NO$_3^-$, PO$_4^{3-}$ tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.
Reaksi: $ 2 H_2O(l) \rightarrow 4 H^+(aq) + O_2(g) + 4 e^- $

       Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni$^{2+}$.
Reaksi: $ Ni(s) \rightarrow Ni^{2+}(aq) + 2 e^- $

Contoh:
Tentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.
1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
Penyelesaian :
*). Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt(inert)

2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
Jawab: elektrolisis larutan NaBr dengan electrode C (inert)

3. Elektrolisis larutan CuSO$_4$ dengan elektrode C.
Jawab:

4. Elektrolisis larutan KNO$_3$ dengan elektrode Pt.
Jawab:

       Demikian pembahasan materi Sel Elektrolisis dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Sel Elektrolisis yaitu hukum Faraday pada elektrolisis.

Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari

         Blog KoKim - Sel Volta dapat dibedakan menjadi sel Volta primer, sekunder, dan sel bahan bakar. Sel primer adalah sel yang dibentuk dari katode dan anode yang langsung setimbang ketika menghasilkan arus. Sel sekunder adalah sel yang dapat diperbarui dengan cara mengembalikan elektrodenya kekondisi awal. Adapun sel bahan bakar adalah sebuah sel yang secara bertahap menghabiskan pereaksi yang disuplai ke elektrode-elektrode dan secara bertahap pula membuang produk-produknya. Pada artikel ini kita akan membahas Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari. Tipe-tipe sel Volta beserta contohnya dijelaskan pada uraian berikut:

1). Sel Volta primer

       Sel kering Lechlanche merupakan contoh sel Volta primer. Sel kering atau baterai kering terdiri atas wadah yang terbuat dari seng dan bertindak sebagai anode serta batang karbon sebagai katode. Elektrolit sel ini adalah campuran MnO$_2$, NH$_4$Cl, sedikit air, dan kadang-kadang ditambahkan ZnCl$_2$ dalam bentuk pasta.

Reaksi yang terjadi pada sel:

Cara kerja sel kering:
a. Elektrode Zn teroksidasi menjadi ion Zn$^{2+}$ .
$ Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
b. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode karbon.
c. Elektron-elektron pada elektrode karbon mereduksi MnO$_2$ dan NH$_4^+$ menjadi Mn$_2$O$_3$ dan NH$_3$.

       Sel yang sering digunakan sebagai ganti sel kering Lechlanche adalah baterai alkalin. Baterai ini terdiri atas anode seng dan katode mangan dioksida serta elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang berlangsung, yaitu:

Baterai alkalin ini dapat menghasilkan energi dua kali energi total Lechlanche dengan ukuran yang sama. Berikut adalah gambar dari penyusun sel kering:

2). Sel Volta sekunder

       Sel aki (Accumulator) merupakan contoh sel Volta sekunder. Sel aki terdiri atas elektrode Pb (anode) dan PbO$_2$ (katode). Keduanya dicelupkan dalam larutan H$_2$SO$_4 \, \, $ 30%.

Cara kerja sel aki:
a. Elektrode Pb teroksidasi menjadi Pb$^{2+}$
$Pb(s) \rightarrow Pb^{2+}(aq) + 2e^-$
Pb$^{2+}$ yang terbentuk berikatan dengan SO$_4^{2-}$ dari larutan.
$ Pb^{2+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s) $
b. Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode PbO$_2$.
c. Pada elektrode PbO$_2$ elektron-elektron dari anode Pb akan mereduksi PbO$_2$ menjadi Pb$^{2+}$ yang kemudian berikatan dengan SO$_4^{2-}$ dari larutan.
$ PbO_2(s) + 4 H^+(aq) + 2e- \rightarrow Pb^{2+}(aq) + 2 H_2O(l) $
$ Pb^{2+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s)$

Reaksi yang terjadi pada sel aki dapat ditulis sebagai berikut.

       Pada reaksi pemakaian sel aki, molekul-molekul H$_2$SO$_4$ diubah menjadi PbSO$_4$ dan H$_2$O sehingga konsentrasi H$_2$SO$_4$ dalam larutan semakin berkurang. Oleh karena itu, daya listrik dari aki terus berkurang dan perlu diisi kembali.

3). Sel bahan bakar

       Sel hidrogen-oksigen termasuk jenis sel bahan bakar yang terus-menerus dapat berfungsi selama bahan-bahan secara tetap dialirkan ke dalamnya. Sel ini digunakan pada pesawat ruang angkasa. Sel hidrogen-oksigen terdiri atas anode dari lempeng nikel berpori yang dialiri gas hidrogen dan katode dari lempeng nikel oksida berpori yang dialiri gas oksigen. Elektrolitnya adalah larutan KOH pekat.

Cara kerja sel ini adalah
a. Gas hidrogen yang dialirkan pada pelat nikel berpori teroksidasi membentuk H$_2$O.
$2 H_2 + 4 OH^- \rightarrow 4 H_2O + 4 e^- $
b. Elektron yang dibebaskan bergerak melalui kawat penghantar menuju elektrode nikel oksida.
c. Pada elektrode nikel oksida elektron mereduksi O$_2$ menjadi OH$^-$.
$ O_2 + 2 H_2O + 4 e^- \rightarrow 4 OH^- $

Reaksi yang terjadi pada sel ini sebagai berikut.

Biasanya pada sel ini digunakan platina atau senyawa paladium sebagai katalis.

       Demikian pembahasan Penerapan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan sel elektrokimia yaitu sel elektrolisis.

Potensial Elektroda Standar

         Blog KoKim - Aliran elektron atau arus listrik dari satu kutub ke kutub lain disebabkan oleh adanya perbedaan potensial. Perbedaan potensial mendorong elektron mengalir dari kutub berpotensial tinggi menuju kutub berpotensial rendah. Beda potensial antara 2 kutub disebut gaya gerak listrik/ggl (emf = electromotive force) atau potensial sel pada sel Volta. Pada artikel ini kita akan membahas materi Potensial Elektroda Standar.

         Oleh karena potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi standar.

         Pada sel volta yang tersusun dari elektroda Zn dan Cu, ternyata elektroda Zn mengalami oksidasi. Hal ini menunjukkan bahwa logam Zn lebih cenderung mengalami oksidasi dibandingkan logam Cu. Untuk membandingkan kecenderungan logam-logam mengalami oksidasi digunakan elektroda hidrogen sebagai pembanding yang potensial elektrodanya adalah 0 volt. Potensial sel yang dihasilkan oleh elektroda logam dengan elektroda hidrogen pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25$^\circ$C, tekanan gas 1 atmosfer dan konsentrasi ion-ion 1M disebut potensial elektroda standar logam tersebut dan diberi lambang E$^\circ$.

         Elektroda yang lebih mudah mengalami reduksi disbanding hidrogen mempunyai potensial elektroda > 0 (positif) sedangkan elektroda yang lebih sukar mengalami reduksi dibanding hidrogen mempunyai potensial elektroda < 0 (negatif). Jadi, potensial elektroda standar menunjukkan urutan kecenderungan untuk mengalami reduksi, sehingga dikenal sebagai potensial reduksi standar.

         Bila ion logam dalam sel lebih mudah mengalami reduksi disbanding ion H$^+$, maka potensial elektroda logam tersebut lebih besar dari potensial elektroda hidrogen sehingga bertanda positif. Bila elektroda logam lebih mudah mengalami oksidasi dibandingkan elektroda hidrogen, maka potensial elektrodanya lebih kecil dibandingkan potensial elektroda hidrogen sehingga bertanda negatif.

Berikut adalah tabel harga potensial sel standar:

         Potensial sel merupakan jumlah aljabar dari potensial oksidasi dan potensial reduksi. Jika yang digunakan adalah elektrode-elektrode standar maka potensial sel itu ditandai dengan E$^\circ_\text{sel}$. Potensial standar untuk sel tersebut sebagai berikut.
$ \begin{align} E^\circ_\text{sel} = E^\circ_\text{oksidasi} + E^\circ_\text{reduksi} \end{align} $
Oleh karena setengah reaksi oksidasi memiliki tanda yang berlawanan, persamaan yang sering digunakan sebagai berikut:
$ \begin{align} E^\circ_\text{sel} & = E^\circ_\text{reduksi} - E^\circ_\text{oksidasi} \\ & = E^\circ_\text{katode} - E^\circ_\text{anode} \\ & = E^\circ_\text{besar} - E^\circ_\text{kecil} \end{align} $

Potensial reaksi redoks ini digunakan untuk meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung spontan atau tidak.
a. Bila E$^\circ_\text{sel}$ positif maka reaksi akan terjadi spontan
b. Bila E$^\circ_\text{sel}$ negatif maka reaksi tidak akan terjadi spontan

Contoh soal potensial elektoda standar :
Suatu sel volta tersusun dari elektroda magnesium dan tembaga. Bila diketahui:
$ Mg^{2+}(aq) + 2e \rightarrow Mg(s) \, \, \, \, E^\circ = -2,37 \, $ volt
$ Cu^{2+}(aq) + 2e \rightarrow Cu(s) \, \, \, \, E^\circ = +0,34 \, $ volt
Tentukan
a. katoda dan anodanya,
b. reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya,
c. notasi sel, dan
d. potensial sel.

Penyelesaian :

       Demikian pembahasan materi Potensial Elektroda Standar dan contohnya. Sel volta bagian dari sel elektrokimia yang sudah kita bahas sebelumnya. Selanjutnya silahkan baca artikel penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari.

Sel Volta atau Sel Galvani

         Blog KoKim - Penemu sel volta atau sel galvani ini ialah ahli kimia Italia Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Sel ini merupakan salah satu sel elektrokimia pertama yang dikembangkan. Pada sel Volta digunakan elektrode negatif (anode) dari batang zink (seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO$_4$ dan elektrode positif (katode) dari batang cuprum (tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO$_4$. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam atau dipisahkan oleh dinding berpori. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada.

         Untuk lebih memperjelas tahapan kerja pada sel volta perhatikan rangkaian sel volta berikut ini:

Pada rangkaian sel Volta, aliran elektron dari logam seng menuju ion tembaga diukur oleh amperemeter.

Tahapan kerja sel Volta atau sel Galvani :
a). Pada rangkaian tersebut, gelas kimia A berisi logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO$_4$. Kemudian, logam Zn akan larut dan melepaskan 2 elektron. Elektrode seng teroksidasi berubah menjadi Zn$^{2+}$.
$ Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- $

b). Elektron yang dibebaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju elektrode Cu.

c). Sementara itu, gelas kimia B berisi logam Cu yang dicelupkan dalam larutan CuSO$_4$. Elektron yang dibebaskan oleh logam Zn tidak ikut larut, tetapi tetap tertinggal pada batang logam Zn. Selanjutnya, electron mengalir melalui kawat penghantar dan diambil oleh ion Cu$^{2+}$.Pada elektrode Cu elektron-elektron diikat oleh ion Cu$^{2+}$ dari larutan menjadi Cu dan selanjutnya molekul menempel pada batang Cu, reaksi:
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $

d). Akibatnya, Zn teroksidasi dan Cu$^{2+}$ tereduksi, pada anode ion Zn$^{2+}$ lebih banyak dari ion SO$_4^2$, sedangkan pada katode ion SO$_4^{2-}$ lebih banyak dari ion Cu$^{2+}$. Oleh sebab itu, ion SO$_4^{2-}$ berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam, yaitu larutan garam (NaCl, KCl, atau KNO$_3$) dalam agar-agar. Ion negative dalam jembatan garam akan mengalir menuju larutan bermuatan positif (ZnSO$_4$). Sedangkan ion positif akan mengalir menuju larutan bermuatan negatif (CuSO$_4$). Dengan demikian, rangkaian sel Volta ini merupakan rangkaian tertutup yang menghasilkan arus listrik.

e). Pada akhir reaksi sel, elektrode Zn akan berkurang beratnya, sedangkan elektrode Cu akan bertambah beratnya. Larutan CuSO$_4$ semakin encer, sedangkan larutan ZnSO$_4$ semakin pekat. Reaksi yang terjadi pada sel Volta adalah:
$Zn(s) + CuSO_4(aq) \rightarrow ZnSO_4(aq) + Cu(s)$

Reaksi oksidasi (anode)
$ Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- $
Reaksi reduksi (katode)
$ Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) $
Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:
Zn(s) | Zn$^{2+}$(aq) || Cu$^{2+}$(aq) | Cu(s)
dengan:
| = perbedaan fase
|| = jembatan garam
sebelah kiri || = reaksi oksidasi
sebelah kanan || = reaksi reduksi

       Demikian pembahasan materi Sel Volta atau Sel Galvani yang merupakan jenis dari sel elektrokimia. Silahkan juga baca kelanjutan dari materi sel volta yaitu potensial elektroda standar.

Sel Elektrokima secara Umum

         Blog KoKim - Tahukah kamu, sebelum ada listrik kita menggunakan aki sebagai alat untuk menimbulkan arus listrik untuk menyalakan TV. Sekarang ini penggunaan aki juga masih luas, antara lain pada kendaraan bermotor. Arus listrik pada aki timbul karena adanya perpindahan elektron yang terjadi pada reaksi kimia, dalam hal ini reaksi redoks. Bagaimana reaksi redoks dapat menimbulkan arus listrik? Alat yang memanfaatkan reaksi kimia untuk menghasilkan listrik adalah sel elektrokimia. Sedangkan elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang menyelidiki hubungan antara energi listrik dengan energi kimia (reaksi redoks).

         Sel elektrokimia ada dua jenis yaitu sel Volta (menghasilkan listrik dari reaksi redoks) dan sel elektrolisis (menghasilkan reaksi redoks dari listrik). Oleh karena keadaan cair lebih memungkinkan terjadinya reaksi daripada gas atau padat, sebagian besar sel elektrokimia dibuat dengan memakai zat cair yang disebut elektrolit yaitu suatu larutan yang mengandung ion dan menimbulkan arus listrik.

         Berikut akan kami bahas mengenai persamaan dan perbedaan sel volta/ sel galvani dengan sel elektrolisis.
Persamaannya:
1). Pada sel elektrokimia, baik sel Volta maupun sel elektrolisis digunakan elektrode, yaitu katode, anode, dan larutan elektrolit.
2). Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks, pada katode terjadi reduksi, sedangkan pada anode terjadi oksidasi.

Sedangkan perbedaan sel volta dan sel elektrolisis dapat dilihat pada tabel berikut ini:

$\spadesuit \, $ Untuk meningatnya, sel elektrokimia (AN-OX, KAT-RED) artinya di anoda terjadi reaksi oksidasi dan di katoda terjadi reaksi reduksi.
$\spadesuit \, $ Begitu pula untuk mengingat kutub yang terjadi di anod dan katoda di sel elektrokimia. Pada sel volta katoda terletak pada kutub positif sedangkan anoda kutub negative (KAPAN) artinya KAtoda Positif dan ANoda Negatif. Sedangkan pada sel elektrolisis katoda terletak di kutub negative dan anoda kutub positif (KNAP) artinya Katoda Negatif dan Anoda Positif.

         Sebelum lebih lanjut menguraikan sel Volta dan sel elektrolisis, terlebih dahulu akan dibahas deret Volta yang merupakan deret keaktifan logam-logam. Telah dipelajari sebelumnya bahwa logam-logam pada umumnya memiliki sifat energi ionisasi yang relatif rendah dan afinitas elektron yang relatif kecil. Oleh karena itu, unsur-unsur logam cenderung mengalami oksidasi (melepaskan elektron) dan bersifat reduktor.

Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

         Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat. Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsure di sebelah kanannya, tetapi tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya.

         Logam Na, Mg, dan Al terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H$^+$ untuk menghasilkan gas H$_2$, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion H$^+$ (tidak bereaksi dengan asam).

         Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO$_4$. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu$^{2+}$ (berasal dari CuSO$_4$) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

       Demikian pembahasan materi Sel Elektrokima secara Umum . Untuk lebih memahami, akan dibahas mengenai sel volta/ sel galvani dan sel elektrolisis. Simaklah pembahasan tersebut dengan seksama.