korosi

Senin, 31 Mei 2010

elektrolisis

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:
• Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).
• 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
Sel dan elektrolisis
Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.
Reaksi total sel Daniell adalah
Zn + Cu2+(aq) –> Zn2+(aq) + Cu (10.36)
Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut.
Zn2+(aq) + Cu –> Zn + Cu2+(aq) (10.37)
Gambar dibawah menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell.

Gambar Electrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

Senin, 24 Mei 2010

SOAL-SOAL TEST ELEKTROKIMIA



Oleh : Suma'iyah, Editor : Sukir



1. Dalam satu bagian sel volta, batang grafit dicelupkan dalam larutan K2Cr2O7 dan Cr(NO3)3 (suasana asam.
Pada bagian yang lain logam timah dicelupkan dalam larutan Sn(NO3)2 jembatan garam menghubungkan kedua bagian. Elektroda timah bermuatan negatif relatif terhadap grafit Gambarkan diagram sel, tuliskan persamaan reaksi seimbang dan notasi sel volta tersebut

2. Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam Zn
Br2(aq) + Zn(s) à Zn2+(aq) + 2Br-(aq) Eosel = 1,83 V
Hitung Eo untuk oksidasi Br-(aq) jika EoZn = -0,76 V

3. Suatu sel volta memiliki Eosel = 1,39 V berdasarkan reaksi:
Br2(aq) + 2V3+(aq) + 2H2O(l) à 2VO2+(aq) + 4H+(aq) + 2Br-(aq)
Berapa potensial elektroda standar reduksi VO2+ menjadi V3+ ?

4. Kombinasikan setengah reaksi berikut menjadi 3 buah reaksi redoks spontan, hitung Eosel untuk tiap-tiap reaksi dan urutkan kenaikan sifat oksidator dan sifat reduktor senyawanya!

5. Apakah reaksi berikut spontan
3Fe2+(aq) à Fe(s) + 2Fe3+(aq)
Jika tidak, tulis reaksi spontannya, hitung Eosel dan urutkan ketiga spesies besi berdasarkan penurunan kekuatan reduksinya

6. Timbal dapat menggantikan perak dari larutannya:
Pb(s) + 2Ag+(aq) à Pb2+(aq) + 2Ag(s)
Hitung K dan ∆Go pada 25oC untuk reaksi ini!

7. Saat logam kadmium mereduksi Cu2+ dalam larutan, terbentuk ion Cd2+ dan logam Cu, jika ∆Go = -143 kJ, hitung K pada 25oC dan berapa potensial sel sel volta yang menggunakan reaksi ini?

8. Seorang kimiawan menyusun sel volta yang terdiri dari elektroda Zn/Zn2+ dan H2/H+ pada kondisi [Zn2+] = 0,010 M, [H+] = 2,5 M dan Tekanan H2 = 0,30 atm
Perhatikan sel berdasarkan reaksi berikut
Fe(s) + Cu2+(aq) à Fe2+(aq) + Cu(s)
Jika [Cu2+] = 0,30 M berapa [Fe2+] diperlukan untuk meningkatkan Esel 0,25 V diatas Eosel pada 25oC?

Rabu, 19 Mei 2010

Problem - Solving Elektrokimia

(Oleh : Sukir)

1. Jika 5 buah paku masing-masing :

  • a. Di letakkan dalam tabung reaksi kosong terbuka.
  • b. Diletakan dalam tabung reaksi tertutup yang bagian bawah diberi silika gel dan kapas.
  • c. Diletakkan dalam tabung reaksi terbuka berisi air
  • d.Diletakkan dalam tabung reaksi terbuka berisi oli
  • e.Diletakkan dalam tabung reaksi tertutup berisi air mendidih.

    Sebutkan paku yang paling cepat berkarat dan yang paling lambat berkarat.
  • Jawab : Yang paling cepat berkarat adalah C, sebab berada dalam lingkungan berair dan cukup oksigen, sedangkan yang paling lambat adalah D sebab terlindungi oleh lapisan oli.

2. Perhatikan gambar berikut (UNAS 2010) :



  • Tentukan paku yang paling cepat berkarat.
  • Jawab : Paku pada tabung ke dua dari kiri, sebab adanya elektrolit kuat dari garam akan mempercepat oksidasi besi.

3. Perhatikan gambar berikut (UNAS 2010) :

  • Jawaban : A, karena dalam deret Volta Al berada disebelah kiri Cu, maka Al lebih suka teroksidasi dan Cu lebih suka tereduksi.

4. Sebanyak 1 L larutan CrCl3 1 M dielektrolisis dengan arus 6 Amper. Jika Ar Cr = 52, 1 F = 96500 maka waktu yang diperlukan untuk mengendapkan logam krom sebanyak 3,88 gram tersebut adalah....detik (UNAS 2010).

  • Jawab : w = e.i.t/96500 ===> 3,88 = (52/3).(6).t /96500
  • t = (3,88 x 3 x 96500)/(52 x 6) = 3600 detik = 1 jam.

5. Logam tembaga dicelupkan dalam larutan asam sulfat. Setelah beberapa saat larutan menjadi berwarna biru dan timbul gelembung gas. Persamaan reaksinya sbb :

aCu + bH2SO4 --------> cCuSO4 + dSO2 + 2H2O

tentukan a, b, c, dan d (UNAS 21010)

  • Jawab : Biloks Cu berubah dari 0 naik menjadi +2, dan biloks S turun dari +6 menjadi +4, berarti serah terima elektron sudah berimbang. Jika a, b, c dan d diberi koefisien 1, maka di ruas kiri kekurangan 2 O, maka H2O diberi koef. 2, agar setara maka b harus dikalikan 2, maka agar setara : a = c = d = 1 dan b = 2.


1. Gambarkanlah sel volta berikut
2Cr(s) + 3 Sn2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 3Sn(s)
Tunjukan pula :
a. Besar E0 Sel, apakah reaksi berlangsung spontan/tidak spontan?
b. Katoda dan anoda (elektroda)
c. Reaksi pada masing-masing elektroda
d. Notasi sel
e. Arah aliran elkron dan anion
2. Sebuah sel elektrokimia dibangun dari 2 setengah sel, PbO2/Pb2+, E0Reduksi = +1,28 V dari MnO2/Mn2+, E0reduksi = +1,46 V.
a. Berikan notasi sel secara lengkap
b. Tuliskan persamaan reaksinya
c. Hitung E0Sel
3. Diketahui
In3+ + 2e → In+ E0red= -0,43 V
In+ + e → In E0red= -0,15 V
a. Tentukan E0red dari In3+ + 3e → In
b. Dapatkah In larut dalam HCl berair ? jika dapat larut dalam bentuk ion apa?
4. Hitunglah E0sel, ∆G0 dari reaksi berikut
2Ag + Hg2+ → 2Ag+ + Ag
Ag+ / Ag , E0sel = +0,8 V
Hg2+ / Hg, E0red = +0,85 V
PENYELESAIAN
1. 2Cr(s) + 3Sn2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 3Sn(s)
a) E0red = Cr3+/Cr = -0,74 V E0red = Sn2+ /Sn = - 0,14 V
Katode → reduksi (Sn2+ → Sn)
Anoda → oksidasi (Cr → Cr3+)
E0sel = E0katoda – E0anoda = -0,14 V – (-0,74V) = + 0,60 V
∆G0sel = -nFE0sel
jika harga ∆G0sel l < 0 maka reaksi akan berlangsung spontan
b) Sebagai katoda adalah logam Sn dan Anodanya adalah logam Cr
Jembatan garam
anoda katoda
Cr Sn
Cr 3+ Sn2+

c) Reaksi pada masing-masing elektroda
Katoda(reduksi) Cr(s) → Cr3+(aq) + 3e x2
Anoda(oksidasi) Sn2+(aq) + 2e → Sn(s) x3
2Cr(s) + 3Sn2+(aq) → 2Cr3+ (aq) + 3Sn(s)
d) Notasi sel
Cu(kawat) / Cr / Cr 3+ // Sn2+ / Sn / Cu(kawat)

Pembatas fasa jembatan garam Pembatas fasa
2. Diketahui E0 reduksi PbO2 / Pb2+ = +1,46 V dan E0 reduksi MnO2 / Mn2+ = +1,28V

Katoda (Reduksi) PbO2 + 4H+ + 2e → Pb2+ + 2H2O
Anoda (oksidasi) Mn2+ + 2H2O → MnO2 + 4H+ + 2e
PbO2 + Mn2+ → Pb2+ + MnO2
E0sel = E0katoda – E0 Anoda = 1,48 V - (+1,28) V = +0,18 V
∆G0sel = -nFE0sel
Jika harga ∆G0sel negatif maka reaksi akan berlangsung spontan
3. Diketahui setengah reaksi In3+ + 2e → In+ E0 = -0,43 V
In+ + e → In E0 = -0,15 V
a) Hitung E0sel In3+ + 3e → In
Katoda In3+ + 2e → In+ E0 = -0,43 V
Anoda In → In+ + e E0 = +0,15 V -
In3+ + 2e → In+ - In+ E0sel = -0,58 V
In3+ + 3e → In E0sel = -0,58 V


b) Misalkan
Reaksi di Anoda 2In → 2In3+ + 6e E0 = +0,58 V
Katoda 6H+ + 6e → 3H2 E0 = 0 V
2In + 6H+ → 2In3+ + 3H2 E0 sel = +0,58 V
Misalkan
Reaksi di Anoda 2 In → 2 In+ + 2e E0 = +0,15 V
Katoda 6H+ + 2e → H2 E0 = 0 V
2In + 2H+ → 2In+ + H2 E0 sel = +0,15 V
Jadi In dapat larut dalam HCl cair dalam bentuk ion In3+ dan In2+
4. Reaksi 2Ag + Hg2+ → 2Ag+ + Ag
Ag+ / Ag , E0sel = +0,8 V
Hg2+ / Hg, E0red = +0,85 V
a) Reaksi di Anoda 2Ag → 2Ag+ + 2e E0 = +0,8 V
Katoda Hg2+ + 2e → Hg E0 = +0,85 V -
2Ag+ + Hg2+ → 2Ag+ + Hg E0 = +0,05 V
b) ∆G0 = -nFE0sel = -2 mol x 96.500 C/mol x 0,05 J/C = -9,6 Kj
Jadi harga E0 sel = +0,05 V dan ∆G0 = -9,6 Kj

Hubungan Kuantitatif dalam Sel Elektrolisis

( Oleh : Sukir )


Hukum I Faraday : “Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan”.
Hukum II Faraday : “Bila sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit, maka jumlah zat yang terjadi sebanding dengan massa ekivalennya”.
Secara matematis hukum II Faraday dapat dinyatakan sebagai : w sebanding dengan me
di mana me adalah massa ekivalen.
Besarnya massa ekivalen, me = Ar/n di mana n adalah jumlah elektron yang dilepas atau diterima.
Berdasarkan hukum I dan II Faraday didapatkan hubungan : w1/w2 = me1/me2
Jika sel elektrolisis disusun seri, maka pada masing-masing larutan memiliki jumlah arus yang sama. Jika digunakan larutan XSO4 dan YSO4, maka berdasarkan hukum II Faraday didapatkan hubungan:
Soal Latihan
1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 (Ar Cu = 63,5) dialirkan arus 5 amper selama 965 detik.
a. Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda.



b. Hitung massa tembaga yang diendapkan di katoda.




2. Elektrolisis larutan NiSO4 diseri dengan larutan CuSO4 menggunakan elektroda Pt, digunakan arus 10 A selama 1 jam, jika pada salah satu sel diendapkan 2,925 gram nikel, hitung massa endapan tembaga yang dihasilkan.

Selasa, 18 Mei 2010

KOROSI

(Oleh : Bendriadi, Editor : Sukir)


Korosi merupakan peristiwa teroksidasinya suatu logam di udara dalam media yang mengandung molekul air.
Misalnya korosi pada besi, logam besi sebagai anoda dan mengalami reaksi :
Fe(s) ---------> Fe2+ + 2e E˚ = +0,44 Volt
Elektron yang dibebaskan, dialirkan pada bagian lain besi tersebut dan mereduksi oksigen yang berada dalam media air :
O2(s) + 2H2O(l) + 4e ---------> 4OH- E˚ = +0,40 Volt
Ion besi(II) yang terbentuk di anoda selanjutnya teroksidasi lebih lanjut menjadi ion besi(III) yang selanjutnya membentuk oksida terhidrasi, Fe2O3.xH2O, suatu endapan berwarna coklat kemerahan yang disebut karat.
Kerugian yang ditimbulkan akibat karat antara lain logam menjadi keropos dan bersifat racun.
Pencegahan yang dilakukan anatara lain :
1. Mencegah kontak langsung dengan oksigen dan air. Biasanya logam dicat atau diolesi minyak atau dilapisi dengan logam lain yang kurang aktif.
2. Memberi perlindungan katoda atau pengorbanan anoda. Logam (besi) dihubungkan dengan logam lain yang lebih aktif (E˚ lebih negatif) sebagai anoda yang akan dikorbankan, sedangkan logam besi sebagai katoda sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Logam yang digunakan antara lain adalah logam magnesium, Mg.

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

(Oleh Titin Mustanginah, Editor : Sukir)
Reaksi redoks merupakan reaksi yang melibatkan reaksi oksidasi dan reduksi. Konsep reaksi oksidasi, natara lain : reaksi pengikatan oksigen, reaksi pelepasan elektron dan reaksi peningkatan bilangan oksidasi. Reaksi reduksi kebalikan dari itu.
Ada reaksi redoks yang sederhana dan ada reaksi redoks yang rumit. Raksi redoks sederhana misalnya pada reaksi logam magnesium dalam larutan HCl menurut reaksi :
Mg(s) + HCl(aq) ------------> MgCl2(aq) + H2 (g)
Reaksi tersebut dapat dengan mudah disetarakan dengan memberikan koefisien 2 pada HCl. Namun bagaimana dengan reaksi yang rumit, misalnya reaksi :

K2Cr2O7 (aq) + HCl(aq)----------> KCl(aq) + CrCl3 (aq) + Cl2 (g) + H2O(l)

Untuk penyetaraan reaksi redoks tersebut, perlu memperhatikan syarat berikut:
1. Jumlah atom di ruas kiri sama dengan di ruas kanan.
2. Jumlah muatan di ruas kiri sama dengan di ruas kanan.
3. Dalam suasana asam melibatkan ion H+ dan dalam suasana basa melibatkan ion OH- yang harus ditulis untuk melengkapi kesetaraan jumlah atom dan muatan.

1. Cara setengah reaksi
Cara setengah reaksi didasarkan pada prinsip bahwa jumlah elektron yang dilepas pada setengah reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang ditangkap pada reaksi reduksi.
Langkah-langkah :
1.1.Menuliskan persamaan setengah reaksi ion berdasarkan spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
1.2.Menyetarakan unsur-unsur yang mengalami reaksi redoks.
1.3.Menyetarakan jumlah atom O dengan cara menambahkan H2O pada ruas yang kekurangan atom O untuk suasana asam, atau menambahkan H2O pada ruas yang kelebihan atom O.
1.4.Menyetarakan atom H dengan menambahkan ion H+ pada ruas yang kekurangan atom H (dalam suasana asam), atau menambahkan ion OH- pada ruas yang kekurangan atom H(dalam suasan basa).
1.5.Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron kemudian menjumlah menjadi reaksi redoks lengkap dengan terlebih dahulu menyetarakan jumlah elektron.
1.6.Memasukan ion-ion yang tidak terlibat dalam reaksi redoks, kemudian menjumlahkannya dengan memperhatikan hukum kekekalan massa (jika diminta reaksi dalam bentuk molekul).


Contoh :
Setarakan reaksi berikut :
K2Cr2O7 (aq) + HCl(aq) -------------> KCl(aq) + CrCl3 (aq) + Cl2 (g) + H2O(l)
(dalam suasana asam)

Langkah 1 :
Yang mengalami perubahan biloks adalah Cr dari +6 menjadi +3 (reduksi) dan Cl dari -1 menjadi 0 (oksidasi). Maka setengah reaksi ionnya ditulis :
Reduksi : Cr2O72- (aq) -------------> Cr3+(aq)
Oksidasi : Cl-(aq) ---------------> Cl2 (aq)

Langkah 2
Reduksi : Cr2O72- (aq) ---------> 2Cr3+(aq)
Oksidasi : 2Cl-(aq) -----------> Cl2 (aq)

Langkah 3
Reduksi : Cr2O72- (aq) ---------> 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Oksidasi : 2Cl-(aq) -----------> Cl2 (aq)

Langkah 4
Reduksi : Cr2O72- (aq) + 14H+ -----------> 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Oksidasi : 2Cl-(aq) -------------> Cl2 (aq)

Langkah 5
Reduksi : Cr2O72- (aq) + 14H+ + 6e -----------> 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Oksidasi : 2Cl-(aq) --------------> Cl2 (aq) + 2e x 3 +
-----------------------------------------------------------------------------------------------

Redoks : Cr2O72- (aq) + 14H+ + 6Cl-(aq) -----> 2Cr3+(aq) + 3Cl2 (aq) + 7H2O(l)

Langkah 6
Ion-ion yang tidak mengalami reaksi redoks adalah K+ di ruas kiri dan Cl- di ruas kanan. Dengan memasukan K+ menjadi K2Cr2O7 dan 14H+ menjadi 14HCl maka di ruas kanan harus ditambahkan 2KCl.
K2Cr2O7 (aq) + 14HCl(aq) --------> 2KCl(aq) + 2CrCl3 (aq) + 3Cl2 (g) + 7H2O(l)

2. Cara perubahan bilangan oksidasi (PBO)
Cara ini didasarkan pada konsep bahwa jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor sama dengan penurunan bilangan oksidasi dari oksidator.

Langkah-langkah :
1. Menentukan spesi-spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
2. Menyetarakan spesi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
3. Menentukan jumlah perubahan bilangan oksidasi.
4. Menyetarakan PBO dengan mengalikan koefisien dengan bilangan yang tepat.
5. Menyetarakan kation, anion hidrogen dan oksigen (KAHO).
Untuk reaksi dalam bentuk ion :
a. Bila ruas kiri kekurangan muatan positif tambahkan ion H+, dan pada ruas kanan ditambahkan sejumlah H2O untuk menyetarakan jumlah atom O (dalam suasana asam).
b. Bila ruas kiri kelebihan muatan positif tambahkan ion OH-, dan pada ruas kanan ditambahkan sejumlah H2O untuk menyetarakan jumlah atom O (dalam suasana basa).

Contoh :
Setarakan : Bi2O3(s) + NaOH(aq) + NaClO(aq) ----> NaBiO3(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)

Reaksi ion berdasarkan spesi yang mengalami PBO :

Langkah 1
Bi2O3 (s) + NaOH(aq) + NaClO(aq) --->NaBiO3(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
bilangan oksidasi Bi dalam Bi2O3 adalah +3 naik menjadi +5 pada NaBiO3, sedangkan bilangan oksidasi Cl dalam NaClO adalah +1 turun menjadi -1 pada NaCl.

Langkah 2
Bi2O3 (s) + NaOH(aq) + NaClO(aq) ------->2NaBiO3(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)

Langkah 3
Bi2O3 (s) + NaOH(aq) + NaClO(aq) ------->2NaBiO3(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Biloks Bi naik sebesar 2 x 2e = 4e
Sedangkan biloks Cl turun sebesar 2e


Langkah 4
Bi2O3 (s) + NaOH(aq) + 2NaClO(aq) ------->2NaBiO3(aq) + 2NaCl(aq) + H2O(l)

Langkah 5
Kation, anion, hidrogen dan oksigen sudah setara.
Bi2O3 (s) + 2NaClO(aq) + 2NaOH(aq) -------->2NaBiO3(aq) + 2NaCl(aq) + H2O(l)

Soal Latihan

Setarakan reaksi berikut :
1. IO3(aq) + I-(aq) -----------> I2(aq) (suasana asam)
2. CuS(s) + HNO3(aq) --------> Cu(NO3)2(aq) + S(s) + NO(g) + H2O(l)
3. I2(g) + S2O32-(aq) ---------> I-(aq) + S4O62-(aq)
4. Al(s) + NaOH(aq) + H2O(l) -------->NaAl(OH)4(aq) + H2(g)
Note : Cara setengah reaksi hanya baik untuk reaksi redoks dalam larutan (suasana asam atau basa), sedangkan cara PBO baik untuk menyelesaikan reaksi redoks baik dalam larutan maupun tidak dalam larutan (suasana larutan tidak perlu disebutkan).

Senin, 17 Mei 2010

ELEKTROKIMIA

( Tim Blogger Elektrokimia )



Elektrokimia merupakan studi ilmu kimia yang memusatkan perhatiannya pada keterkaitan antara reaksi kimia dan listrik. Jika proses kimia tertentu dapat menghasilkan energi listrik maka proses tersebut dikelompokkan ke dalam sel Volta. Dan sebaliknya, jika proses kimia terjadi jika ada tambahan energi listrik, maka proses ini dikelompokkan ke dalam sel elektrolisis. Sel Volta banyak dimanfaatkan untuk membuat perangkat yang menghasilkan energi energi listrik seperti pada baterai (sel kering) dan accu (sel basah). Sedangkan sel elektrolisis dimanfaatkan untuk electroplating, pengolahan limbah, pemurnian logam dan lain-lain.

Dalam blog ini, materi pembelajaran elektrokimia ini lebih dikhususkan untuk adik-adik yang sedang duduk di bangku SLTA. Dengan mengikuti sajian ini diharapkan kalian dapat belajar lebih banyak tanpa dibatasi ruang dan waktu. Silahkan dikuti step by step materi ini, jika ada kesulitan atau pertanyaan yang berhubungan dengan elektrokimimia, dengan senang hati kami siap memberikan penjelasan secukupnya. Untuk itu, mari kita telusuri sajian yang sudah disiapkan di blog ini.

SEL VOLTA

( Oleh : RR Rochma Dwi Ningsih, Editor : Sukir )




Sel Volta adalah sel elektrokimia dimana energi kimia diubah menjadi energi listrik melalui reaksi reduksi oksidasi.
Reaksi redoks spontan yaitu reaksi redoks yang berlangsung dengan serta merta. Misalnya reaksi logam zink dalam larutan tembaga(II) sulfat, dalam seketika lapisan logam zink akan tertutupi lapisan logam tembaga dan logam zink sedikit demi sedikit larut. Warna biru larutan CuSO4 segera luntur. Reaksi yang terjadi adalah reduksi ion Cu2+ dan oksidasi logam Zn menurut reaksi :
Zn(s) + Cu2+(aq) --------------> Zn2+(aq) + Cu(s)
Pada reaksi tersebut terjadi perpindahan elektron dari logam Zn ke ion Cu2+ sehingga terjadi arus listrik karena tiap elektron membawa muatan listrik sebesar 1,6 x 10-19 Coulomb. Namun untuk mendapatkan energi listrik dan arus listrik yang efektif harus berada dalam rangkaian tertutup, maka reaksi tersebut harus disusun dalam suatu sel yang berada dalam rangkaian tertutup.

Dalam sel Volta, anoda adalah elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi dan katoda merupakan electrode tempat terjadinya reaksi reduksi. Untuk menyetimbangkan kelebihan muatan positif dan negatif, kedua labu dihubungkan dengan jembatan garam. Jembatan garam berisi larutan garam (NaCl atau KNO3) dalam agar-agar. Anion-anion dari jembatan garam akan bergerak ke anoda untuk menetralkan kelebihan ion Zn2+ sedangkan kation-kation dari jembatan garam bergerak ke katoda untuk menetralkan kelebihan ion SO42-. Notasi sel untuk reaksi redoks di atas adalah :
Zn /Zn2+ // Cu2+ /Cu
Notasi tersebut menyatakan bahwa di anoda terjadi oksidasi Zn menjadi Zn2+ dan di katoda terjadi reduksi Cu2+ menjadi Cu. Tanda menyatakan jembatan garam.

Dalam sel volta terjadi perubahan energi dari energi kimia menjadi energi listrik. Potensial listrik yang dihasilkan pada sel volta disebut potensial sel, yang dilambangkan dengan E. Jika E positif reaksi redoks berjalan spontan, sebaliknya jika harga E negatif reaksi tidak berlangsung spontan. Besarnya potensial pada sel volta dapat ditentukan dengan persamaan :
E˚sel = E˚Oksidasi + E˚Reduksi

DISKUSI
1. Suatu sel volta digunakan logam X dicelupkan dalam larutan XSO4 dan logam Y yang dicelupkan dalam larutan Y2(SO4)3 yang dihubungkan dengan jembatan garam yang dibuat dari larutan KNO3 dalam agar-agar dalam suatu pipa U.
a. Gambarkan sketsa sel volta yang dihasilkan.




b. Sebutkan logam yang berfungsi sebagai anoda dan logam yang berfungsi sebagai katoda.


c. Sebutkan muatan listrik di anoda maupun di katoda (jawaban : + atau -). Jelaskan.


d. Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan di katoda. Tuliskan notasi sel yang dihasilkan.


e. Jika potensial reduksi standar untuk logam X = -2,37 Volt dan logam Y = -1,66 Volt. Hitung potensial sel yang dihasilkan. Apakah reaksi yang terjadi spontan?



f. Jelaskan fungsi jembat an garam dan tuliskan reaksi yang terjadi pada labu yang berisi anoda dan labu yang berisi katoda.


2. Diketahui reaksi elektrokimia berikut:
Ni2+(aq) + 2e Ni(s) E˚= -0,26 Volt
Ag+(aq) + e Ag(s) E˚= +0,80 Volt
Sn2+(aq) + 2e Sn(s) E˚= -0,14 Volt
a. Hitung potensial sel untuk : NiNi2+Sn2+Sn; AgAg2+Sn2+Sn dan NiNi2+Ag2+Ag. Apakah reaksi tersebut spontan?
b. Berdasarkan deret Volta disusun unsur-unsur dengan E˚ terkecil sampai terbesar :
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Apa kesimpulan anda untuk jawaban a. di atas berdasarkan urutan deret Volta.



Penggunaan sel Volta
1. Aki
Digunakan larutan asam sulfat, H2SO4, anoda Pb dan katoda PbO2.
Reaksi :
Anoda : Pb(s) + HSO4-(aq) ---------> PbSO4(s) + H+(aq) + 2e
Katoda : PbO(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 3e ------>PbSO4(s) + 2H2O(l) +
-------------------------------------------------------------------------------------
Pb(s) + PbO(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Reaksi ke kanan merupakan reaksi pemakaian aki. Aki dapat diisi kembali dengan membalikan reaksi kearah kiri, dengan cara Pb dihubungkan dengan kutub (-) sumber arus agar terjadi reduksi PbSO4 yang dihasilkan selama pemakaian, kembali menjadi Pb dan HSO4-. Esel yang dihasilkan tiap sel = 2 Volt.

2. Baterai Kering (Sel Leslanche)
Tersusun atas silinder seng sebagai anoda, grafit sebagai katoda dan pasta dari campuran MnO2, NH4Cl dan C sebagai elektrolit. Esel yang dihasilkan = 1,5 Volt.
Reaksi :
Anoda : Zn(s) -----------> Zn2+(aq) + 2e
Katoda : 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e ----------> Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + 2H2O(l) +
------------------------------------------------------------------------------------------------
Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq) Zn2+(aq) Mn2O3(s) + 2NH3(aq + 2H2O(l)

Selain itu dikenal juga batere alkalin, baterai Nikel-Kadmium dan baterai perak Oksida. Cobalah tulis reaksi yang terjadi.