SEL VOLTA DAN SEL GALVANI

SEL VOLTA ATAU SEL GALVANI

Penemuan bahwa reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik oleh Alessandro Volta (1745-1827) berdasarkan eksperimen Luigi Galvani (1737-1798). Rangkaian alat yang menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia selanjutnya disebut sel Volta. Reaksi kimia tersebut hanya terjadi pada reaksi redoks yang berlangsung spontan.
Sel volta atau sel galvani adalah suatu sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah elektrode yang dapat menghasilkan energi listrik akibat terjadinya reaksi redoks secara spontan pada kedua elektroda tersebut.
A. SEL VOLTA
1. Deret Volta
a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
b. Semakin ke kanan, semakin mudah direduksi dan sukar di oksidasi.
c. Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi dan sukar direduksi.
2. Prinsip Kerja
a. Terdiri atas elektrode dan elektrolit yang dihubungkan dengan sebuah jembatan garam.
b. Pada anode terjadi reaksi oksidasi dan pada katode terjadi reaksi reduksi.
c. Arus elektron mengalir dari katode ke anode.
d. Arus listrik mengalir dari katode ke anode.
e. Adanya jembatan garam untuk menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
f. Terjadi perubahan energi : Energi kimia menjadi energi listrik
Sel volta mempunyai elektroda logam yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya.

Gambar Sel Volta
3. Macam-macam Sel Volta
a. Aki
Aki adalah jenis battery yang banyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan dapat di isi kembali. Sel aki terdiri atas anode Pb (Timbel = timah hitam) dan katode PbO2 (Timbel(IV) Oksida). Keduanya merupakan zat padat yang dicelupkan dalam asam sulfat. Kedua eletrode tersebut juga hasil reaksinya tidak larut dalam asam sulfat, sehingga tidak diperlukan jembatan garam. Tiap sel aki mempunyai beda potensial kurang lebih 2V. Aki 12V terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri.
Aki dapat di isi kembali karena hsil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode, sebaliknya pada pengisian aki elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga PbSO4 yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu PbSO4 yang terdapat pada elektrode PbO2 mengalami reaksi oksidasi membentuk PbO2.
Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO42- --> PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e --> PbSO4 + 2H2O
Reaksi Sel : Pb + SO42- + PbO2 + 4H+ --> 2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian Aki : 2PbSO4 + 2H2O --> Pb + 2SO42- + PbO2 + 4H+
b. Battery
Baterai pertama diciptakan oleh Alessandro Volta pada tahun 1800. Untuk membuat baterai-nya, ia membuat tumpukan oleh lapisan bergantian seng, kertas isap direndam dalam air garam, dan perak. Pengaturan ini dikenal sebagai tumpukan volta. Bagian atas dan bawah lapisan tumpukan logam harus berbeda. Jika Anda melampirkan sebuah kawat ke atas dan bawah dari tumpukan, Anda dapat mengukur tegangan dan arus dari tumpukan. Tumpukan dapat ditumpuk setinggi yang Anda suka, dan setiap lapisan akan meningkatkan tegangan dengan jumlah yang tetap.

Pada 1800-an, sebelum penemuan generator listrik (generator tidak diciptakan dan disempurnakan sampai tahun 1870-an), maka sel Daniell adalah sangat umum untuk mengoperasikan Telegraf dan bel pintu. Daniell sel yang juga dikenal dengan tiga nama lain :
- Crowfoot sel (karena bentuk khas elektroda seng)
- Gravity sel (karena gravitasi dua sulfat terpisah)
- Wet sel (karena menggunakan cairan untuk elektrolit, sebagai lawan dari sel kering modern).
Sebuah baterai pada dasarnya adalah bisa penuh bahan kimia yang memproduksi elektron. Reaksi kimia yang memproduksi elektron disebut reaksi elektrokimia. Pada artikel ini, Anda akan mempelajari semua tentang baterai - konsep dasar di tempat kerja, kimia yang sebenarnya terjadi di dalam baterai diisi ulang versi, bagaimana masa depan untuk baterai dan kemungkinan sumber-sumber daya yang dapat menggantikan mereka.
Jika anda melihat ada baterai, Anda akan melihat bahwa ia mempunyai dua terminal. Satu terminal bertanda (+), atau positif, sedangkan yang lain ditandai (-), atau negatif. Dalam AA, C atau D sel (normal senter baterai), ujung-ujung baterai terminal. Pada aki mobil yang besar, ada dua posting yang berat memimpin bertindak sebagai terminal. Elektron dikumpulkan pada terminal negatif baterai. Jika Anda menyambungkan kabel antara terminal positif dan negatif, maka elektron akan mengalir dari negatif ke terminal positif secepat mereka dapat (dan memakai baterai keluar dengan sangat cepat - ini juga cenderung berbahaya, terutama dengan baterai besar, jadi ini bukan sesuatu yang Anda ingin lakukan). Biasanya, Anda menghubungkan beberapa jenis beban ke baterai menggunakan kawat. Beban mungkin sesuatu seperti bola lampu, sebuah motor atau sebuah sirkuit elektronik seperti radio.
Di dalam baterai itu sendiri, reaksi kimia menghasilkan elektron. Kecepatan produksi elektron oleh reaksi kimia ini (internal baterai perlawanan) mengontrol seberapa banyak elektron dapat mengalir antara terminal. Elektron mengalir dari baterai ke kawat, dan harus perjalanan dari negatif ke terminal positif untuk reaksi kimia berlangsung. Itulah sebabnya mengapa baterai dapat duduk di rak selama satu tahun dan masih memiliki banyak kekuatan - kecuali elektron yang mengalir dari negatif ke terminal positif, reaksi kimia tidak terjadi. Setelah Anda menghubungkan kawat, reaksi dimulai. Kemampuan untuk memanfaatkan reaksi semacam ini.
Dalam battery, reaksi elektrokimia terjadi seperti yang dijelaskan pada halaman sebelumnya. Reaksi ini bergerak elektron dari satu kutub ke yang lain. Yang sebenarnya digunakan logam dan elektrolit mengontrol tegangan dari baterai - masing-masing reaksi yang berbeda memiliki karakteristik tegangan. Sebagai contoh, inilah yang terjadi dalam satu sel dari mobil baterai timbal-asam:
- Sel memiliki satu piring terbuat dari timah dan piring lain terbuat dari timah dioksida, dengan asam sulfat kuat elektrolit di mana pelat terbenam.
- Lead mengkombinasikan dengan SO4 (sulfat) untuk menciptakan PbSO4 (lead sulfat), ditambah satu elektron.
- Lead dioksida, ion hidrogen dan ion SO4, ditambah elektron dari pelat timah, membuat PbSO4 dan air di dioksida memimpin piring.
- Ketika baterai pembuangan, kedua pelat membangun membangun PbSO4 dan air di asam. Karakteristik tegangan sekitar 2 volt per sel, jadi dengan menggabungkan enam sel Anda mendapatkan 12-volt baterai.
Sebuah baterai timbal-asam memiliki fitur bagus - benar-benar reaksi reversibel. Jika Anda menerapkan arus ke baterai pada tegangan yang tepat, memimpin dan memimpin bentuk lagi dioksida pada pelat sehingga Anda dapat menggunakan kembali baterai berulang-ulang. Dalam baterai karbon seng, tidak ada cara mudah untuk membalikkan reaksi karena tidak ada cara mudah untuk mendapatkan gas hidrogen kembali ke dalam elektrolit.
Baterai Modern Kimia
Baterai modern menggunakan berbagai bahan kimia untuk kekuasaan reaksi mereka. Khas baterai kimia meliputi:
- Seng-karbon baterai - Juga dikenal sebagai standar baterai karbon, seng-karbon kimia yang digunakan dalam semua murah AA, C dan D kering-sel baterai. Elektroda adalah seng dan karbon, dengan pasta asam di antara mereka yang berfungsi sebagai elektrolit. Battery kering ditemukan oleh Leclanche yang mendapat hak paten atas penemuan itu pada tahun 1866. Sel leclanche terdiri atas suatu silinder zink yang berisi pasta dari campuran batu kawi, salmiak, karbon dan sedikit air (jadi sel ini tidak 100% kering) zink berfungsi sebagai anode sedangkan sebagai katode digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang di celupkan di tengah-tengah pasta. Pasta itu sendiri berfungsi sebagai oksidator. Potensial suatu sel leclanche adalah 1,5 volt. Sel ini kadang disebut sel kering asam karena adanya NH4Cl yang bersifat asam. Sel leclenche tidak dapat di isi ulang.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e --> Mn2O3 + H2O
Anode : Zn --> Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn --> Mn2O3 + H2O + Zn2
- Alkaline baterai - Alkali kimia umum digunakan dalam baterai Duracell dan Energizer, elektroda adalah seng dan mangan-oksida, dengan elektrolit basa. Baterai kering jenis alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanshe, tetapi bersifat basa karena menggunakan KOH menggantikan NH4Cl dalam pasta. Potensial dari baterai alkkalin juga sebesar 1,5 Volt, tapi baterai ini dapa bertahan lebih lama.
- Baterai Lithium-iodida - Lithium-iodida kimia yang digunakan dalam alat pacu jantung dan mendengar pembantunya karena kehidupan mereka yang panjang. Baterai litum telah mengalami berbagai penyempuranaan. Baterai litum yang kini banyak di gunakan adalah baterai litium-ion. Baterai litum ion tidak menggunakn logam litium, tetapi ion litium. Ketika ion litum digunakan, ion litum berpindah dari satu elektrode ke elektrode lainnya melalui suatu elektrolit. Ketika di Charge, aliran ion litium dibalik.
- Lead-asam baterai - Lead-asam kimia yang digunakan dalam mobil, elektroda terbuat dari timah dan timah oksida dengan asam kuat elektrolit (dapat diisi ulang).
- Baterai nikel-kadmium - The Elektroda nikel-hidroksida dan kadmium, dengan potasium hidroksida sebagai elektrolit (diisi ulang).
Reaksi sel:
Anode: Cd(s) + 2OH-(aq) --> Cd(OH)2(s) + 2e
Katode: NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e --> Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
Cd(s) + NiO(s) + 2H2O(l) --> Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
- Nickel-metal hidrida baterai - Baterai ini dengan cepat menggantikan nikel-kadmium karena tidak menderita dari efek memori yang nikel-cadmiums lakukan (diisi ulang).
- Nickel-metal hidrida baterai - Baterai ini dengan cepat menggantikan nikel-kadmium karena tidak menderita dari efek memori yang nikel-cadmiums lakukan (diisi ulang).
- Lithium-ion battery - Dengan kekuatan yang sangat baik-to-weight ratio, hal ini sering ditemukan pada laptop high-end komputer dan telepon seluler (diisi ulang).
- Seng-udara baterai - baterai ini ringan dan dapat diisi ulang.
- Seng-raksa oksida baterai - Ini sering digunakan dalam sidang-bantu.
- Silver-zinc baterai - Ini digunakan dalam aplikasi penerbangan karena kekuasaan -to-weight ratio yang baik.
- Baterai Perak oksida - Baterai perak oksida banyak digunakan sebagai baterai kecil yang banyak digunakan pada arloji, kalkulator, dan berbagai jenis alat elektronik lainnya.
Reaksi elektrodenya:
Anode: Zn(s) + 2OH-(aq) --> Zn(OH)2(s) + 2e
Katode : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e --> 2Ag(s) + 2OH-
c. Sel Bahan Bakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi Sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)
Berdasarkan kegunaannya, sel Volta dibedakan atas dua macam sebagai berikut.
1. Sel Volta untuk penentuan pH larutan, energi reaksi, titrasi, kelarutan garam dan sebagainya.
2. Sel Volta untuk menghasilkan tenaga listrik, misalnya untuk penerangan, penggerak motor, radio transistor dan kalkulator.
B. SEL GALVANI
Sebuah sel galvani terdiri dari dua setengah sel, masing-masing terdiri dari sebuah elektrode dan sebuah elektrolit. Kedua elektrolit dihubungkan dengan suatu jembatan garam. Jika elektrode dihubungkan dengan kawat, elektron akan mengalir menurut arah yang ditunjukkkan. Gerak elektron dalam kawat menunjukkan bahwa suatu arus listrik mengalir. Secara listrik, arah aliran elektron bergantung pada tanda selisih potensial antara elektrode, elektron akan mengalir dari elektrode negatif lewat kawat ke elektrode positif. Ciri khas dar sel galvani adalah energi bebas yang diubah menjadi energi listrik. Jika pada sel elektrokimia perubahan reaksi terjadi karena potensial elekrik yang timbul mendorong reksi kimia tidak spontan menggantikan potensial elektrik yang melintasi elektrode maka pada sel galvani yang terjadi kebalikannya. Pada sel galvani, aliran elekron di proodksi sebagai hasil dari reaksi spontan oksidasi-reduksi.
C. NOTASI SEL
Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode ( yang mengalami reduksi), dan bagian kiri menyatakan anode ( yangmengalami oksidasi ). Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan oleh II sedangkan batas fasa dinyatakan I .
Contoh :
Tuliskan notasi sel untuk reaksi
Cu2+ +Zn => Cu + Zn 2+
Maka notasi selnya : Zn I Zn 2+ II Cu2+ I Cu

















SEL ELEKTROLISIS
Kita telah mengetahui bahwa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik. Hantaran listrik melalui larutan disertai suatu reaksi disebut elekrolisis. Reaksi elektrolisis tergolong reaksi redoks tidak spontan. Reaksi itu dapat berlangsung karena pengaruh energi listrik. Jadi, pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.
Elektron (listrik) memasuki larutan melaui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Smentara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi, sama seperti sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode bermutan positif, sedangkan anode bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan positif

Gambar Sel Elektrolisis

A. Bagan Reaksi-Reaksi elektrolisis

Reaksi Pada Katode Reaksi pada Anode
- Ion logam aktif (golongan IA, IIA, Al, dan Mn) yang tereduksi adalah air.
2H2O + 2e 2OH- + H2
- Kation lainnya yang tereduksi adalah kation itu sendiri
Lx+ (aq) + Ne L (s)
- Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2).
2H+ + 2e H2
- Jika yang dielektrolisis adalah leburan (cairan) elektrolit tanpa air, maka akan diperoleh logam endapan pada permukaan katode (reaksi pada point 2).
- Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum, misalnya SO42- atau NO3- yang teroksidasi adalah air.
2H2O 4H+ + 4e + O2
- Ion-ion halida (X-),dioksidasi menjadi halogen (X2).
2X- X2 + 2e
- Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)
- 4OH- 2H2O + 4e + O2
- Pada proses penyepuhan dan pemurnian logam, maka yang dipakai sebagai anode adalah suatu logam (buka Pt, C, Au), sehingga anode (logam) mengalami oksidasi dan larut

B. Reaksi Pada Leburan Dan Larutan
1. Reaksi pada Leburan Plumbun (II) Bromida
2. Reaksi Pada Larutan KI dengan Elektrode Grafit (C)
Pada elektrolisis larutan KI terbentuk gas hidrogen di katode dan iodin di anode; larutan disekitar katode bersifat basa. Hasil-hasil itu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan KI terdapat tiga jenis spesi, yaitu ion K=, ion I-, dan molekul air. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode adalah reduksi ion K+ atau reduksi air.
K+(aq) + e K(s) Eo = -2,92 V
2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2(g) Eo = -0,83 V
Oleh karena potensial reduksi air lebih besar maka reduksi air lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah oksidasi ion I- atau oksidasi air.
2I-(aq) I2(s) + 2e Eo = -0,54 V
2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e Eo = -1,23 V
Oleh karena potensial oksidasi ion I- lebih besar maka oksidasi ion I- lebih mudah berlangsung. Jadi pada eleketrolisis larutan KI terjadi reaksi yang menghasilkan H2, OH-, dan I2 sesuai pengamatan.
KI (aq) K+(aq) + I-(aq)
Katode : 2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2(g)
Anode : 2I-(aq) I2(s) + 2e

2H2O(l) + 2I-(aq) 2OH-(aq) + H2(g) + I2(s)
Reaksi rumus : 2H2O(l) + 2KI(aq) 2KOH(aq) + H2(g) + I2(s)
C. Kegunaan Sel Elektrolisis
1. Melalui proses elektrolisis, kita dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen-halogen, gas hidrogen, dan gas oksigen.
Sebagai contoh marilah kita tinjau hasil-hasil elektrolisis larutan NaCl
2NaCl (aq) 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)
2H2O (l) + 2e 2OH- (aq) + H2 (g)
2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e
2NaCl (aq) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) + Cl2 (g)
Gas H2 terbentuk di katode, gas Cl2 terbentuk di anode, dan pada larutan sisa kita peroleh NaOH.
2. Melalui proses elektrolisis, kita dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan. Ion logam diendapkan sebagai logamnya pada kaode. Dengan menghitung pertambahan berat katode, kita dapat menentukan konsntrasi ion logam dalam larutan semula.
3. Salah satu proses elektrolisis yang populer adalah penyepuhan (electroplating), yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain. Contoh proses penyepuhan sendok aluminium oleh perak.
4. Proses elektolisis juga dipakai pada pemurnian suatu logam, misalnya tembaga. Untuk membuat kabel-kabel listrik diperlukan logam tembaga yang betul-betul murni, sebab pengotoran sekecil apapun dapat mengurangi konduktivitas kabel tersebut.
















TEORI ION FARADAY
Seorang ahli sains (Michael Faraday) (1791 - 1867) membuat kajian terhadap elektrolisis bahan lebur dan larutan elektrolit pada tahun 1834. beliau menyatakan bahawa :
1. Arus elektrik di dalam leburan atau larutan elektrolit dibawa oleh atom bercas.
2. Atom bercas itu dikenali sebagai ion,
3. Ion-ion membawa cas negatif atau positif.
4. Ion-ion positif akan tertarik kepada katod, manakala ion-ion negatif tertarik kepada anode apabila arus listrik mengalir.

Michael Faraday