1.   Sel Elektrokimia

Jika aliran elektron pada reaksi redoks dilewatkan pada kawat penghantar maka akan terjadi listrik. Cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi redoks dan energi listrik disebut Elektrokimia.

Fenomena listrik tersebut, pertama kali dipelajari oleh Luigi Galvani (1737–1798), seorang dokter dan ilmuwan Italia. Pada tahun 1780, Galvani mengamati bahwa otot kaki katak yang sudah mati, bisa bergerak jika disentuh oleh dua logam berbeda, seperti gambar berikut.

Fenomena ini disebut dengan “listrik hewan” (animal electricity), yang menjadi titik awal perkembangan bidang bioelektrokimia dan neurofisiologi. Hal ini karena adanya hubungan antara listrik dan aktivitas biologis.

Seorang ahli fisika asal Italia, Alessandro Volta (1745–1827), menanggapi penelitian Galvani, bahwa listrik timbul karena adanya kontak dua logam berbeda. Volta melakukan percobaan dengan menumpuk lempeng logam berbeda (tembaga dan seng), dipisahkan dengan kain yang dibasahi larutan garam atau asam. Hasilnya, terjadi arus listrik yang stabil dan terus-menerus, seperti gambar berikut.

Penemuan ini kemudian dikenal dengan sel Volta (Voltaic cell) atau tumpukan Volta (Voltaic pile), yang menjadi baterai pertama di dunia. Penemuan Volta merupakan dasar lahirnya elektrokimia modern dan menjadi awal perkembangan baterai, aki, hingga teknologi listrik yang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Sel yang mampu mengubah reaksi redoks menjadi listrik disebut Sel Elektrokimia.

2.   Sel Volta

Sel Volta adalah model dasar sel elektrokimia yang terdiri atas elektroda (logam) dan elektrolit yang menghasilkan arus listrik. Prinsip kerja sel volta menghasilkan arus listrik adalah aliran transfer elektron dari reaksi oksidasi di anode ke reaksi reduksi di katode melalui rangkaian luar, seperti gambar berikut.

Berdasarkan gambar tersebut, dapat ditemukan komponen penyusunnya, yakni:

1)    Anode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi (½ sel oksidasi);

2)    Katode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi (½ sel oksidasi);

3)    Elektrolit, yaitu zat yang dapat menghantarkan listrik;

4)    Kawat konduktor yang menghubungkan anode dengan katode;

5)    Jembatan garam, terdiri dari larutan garam yang memungkinkan adanya aliran ion-ion dari ½ sel anode ke ½ sel katode sehingga terbentuk rangkaian listrik tertutup;

6)    Voltmeter atau lampu untuk menguji adanya arus listrik.

Reaksi redoks menyebabkan terjadinya pelepasan dan penangkapan elektron. Jika elektron yang lepas dialirkan melalui kawat penghantar, maka terjadi aliran elektron yang bermuatn negatif. Bersamaan dengan hal tersebut pada arah berlawanan terjadi aliran muatan positif yang menghasilkan arus listrik.

Elektron mengalir dari elektrode seng (Zn) sebagai anode yang melepaskan elektron menuju ke elektrode tembaga (Cu) sebagai katode yang menangkap elektron. Agar terjadi pelepasan elektron, maka elektrode Zn dimasukkan ke dalam larutan elektrolit yang mengandung ion Zn2+, misalnya ZnSO4, terjadi reaksi ionisasi:

ZnSO4 (aq) ® Zn2+ (aq) + SO42- (aq)

Pada anode terjadi reaksi oksidasi (melepaskan elektron), yakni:

½ Reaksi Oksidasi (Anode):   Zn (s) ® Zn2+ (aq) + 2e

Logam Zn mengalami reaksi oksidasi, sehingga lama kelamaan keropos dan ion Zn2+ terlarut dalam larutan elektrolit. Akibatnya, terjadi kelebihan ion Zn2+ yang diseimbangkan oleh aliran ion negatif (SO42-) dari jembatan garam.

Elektrode Cu sebagai Katode dimasukkan ke dalam larutan elektrolit yang mengandung ion Cu2+, misalnya, CuSO4, terjadi reaksi ionisasi:

CuSO4 (aq) ® Cu2+ (aq) + SO42- (aq)

Pada katode terjadi reaksi reduksi (menangkap elektron), reaksinya:

½ Reaksi Reduksi (Katode):   Cu2+ (aq) + 2e ® Cu (s)

Ion Cu2+ yang bersumber dari larutan elektrolit menangkap elektron sehingga menimbulkan padatan yang mengendap pada logam Cu. Akibatnya, katode lama kelamaan dilapisi oleh Cu murni.

Jika kedua reaksi pada anode dan katode dijumlahkan maka terjadi reaksi redoks (reaksi sel elektrokimia), sebagai berikut.

½ Reaksi Reduksi (Katode)  :    Cu2+ (aq) + 2e ®  Cu (s)

½ Reaksi Oksidasi (Anode)  :    Zn (s) ® Zn2+ (aq) + 2e

___________________________________________________

Reaksi Redoks (Reaksi Sel)  :    Zn + Cu2+ ®  Zn2+ + Cu

Reaksi sel dapat ditulis dengan Notasi Sel (Diagram Sel) sebagai berikut.

Notasi sel :    Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

              Anode/Oksidasi // Katode/Reduksi

3.   Potensial Reduksi Standar (E0red)

Setiap elektrode memiliki harga potensial reduksi standar (Eored) tertentu. Harga Eored merupakan reaksi reduksi suatu elektrode yang harganya ditetapkan setelah membandingkannya dengan Potensial Reduksi Hidrogen Standar (Eored H2). Harga Eored (H2) ditetapkan = 0,00 volt. Dengan demikian harga Eored elektrode lainnya dapat ditentukan, seperti gambar berikut.

Berdasarkan gambar, voltmeter menunjukkan angka 0,76 volt. Elektrode Zn melepaskan elektron atau positif  mengalami reaksi oksidasi. Sehingga, harga potensial reduksi standar (Eored) Zn adalah negatif,yakni -0,76 Volt.

Reaksi reduksi dan harga Eored, ditulis:

Zn2+ (aq) + 2e ® Zn (s) ;   Eored = -0,76 Volt

Beberapa harga Potensial Reduksi Standar (Eored), seperti pada tabel berikut.


 4.   Potensial sel

Energi listrik yang dihasilkan pada sel Volta disebut dengan Potensial Sel (Esel). Misalnya:

Berdasarkan gambar, maka:

½ Reaksi Reduksi: Ag+ + e ® Ag

½ Reaksi Oksidasi: Cu ® Cu2+ + 2e

Reaksi Redoks adalah: Cu + 2Ag+ ® Cu2+ + 2Ag

Notasi Sel adalah: Cu/Cu2+//Ag+/Ag

Harga Potensial Sel (Esel) adalah: +0,46 Volt

Besarnya Esel bergantung pada harga potensial masing-masing elektrode (katode dan anode). Harga Eosel dapat ditentukan dari harga Eored masing-masing elektrode.

Berdasarkan harga Eored, dapat dihitung besarnya harga Potensial Sel Standar (Eosel), dengan rumus, sebagai berikut.

Eosel = Eored (katode) - Eored (anode)

Contoh:

Hitunglah Eosel untuk sel elektrokimia yang Notasi Sel-nya adalah: Al/Al3+//Cu2+/Cu

Jawaban:

Katode adalah Cu (Cu2+/Cu) dengan harga Eored (cu2+/Cu) = +0,34 volt

Anode adalah Al (Al/Al3+) dengan harga Eored (Al3+/Al) = -1,66 volt

Maka harga    Eosel = Eored (katode) - Eored (anode)

                                    Eosel = Eored (Cu) - Eored (Al)

                                    Eosel = +0,34 – (-1,66) = 2,00 volt

Alessandro Volta telah melakukan percobaan untuk mengukur potensial reduksi beberapa logam. Dari hasil percobaanya, ditemukan deret logam berdasarkan harga potensial reduksi standarnya yang di kenal dengan Deret Volta, yakni:

5.   Kegunaan Elektrokimia dalam Kehidupan

Elektrokimia sangat bermanfaat dalam kehidupan sehari-hari, antara lain:

a)    Sumber Energi Listrik, seperti Baterai (sel volta, aki, baterai lithium-ion pada HP dan laptop) dan Sel bahan bakar (fuel cell) pada kendaraan listrik.

b)    Industri Metalurgi, yakni pada proses elektrolisis untuk memurnikan logam (misalnya pemurnian tembaga), Ekstraksi logam dari bijih, seperti aluminium dari bauksit dengan elektrolisis Hall-Héroult.

c)     Pelapisan Logam (Elektroplating) untuk melapisi perhiasan atau logam agar lebih tahan karat (contoh: pelapisan besi dengan krom atau nikel).

d)    Proteksi Korosi, seperti Katoda proteksi pada kapal, pipa bawah tanah, dan jembatan baja.

e)    Produksi Bahan Kimia, di mana elektrolisis air menghasilkan gas hidrogen dan oksigen, serta Proses klor-alkali menghasilkan NaOH, Cl₂, dan H₂.

f)     Bidang Kesehatan dan Lingkungan, digunakan untuk Alat pacu jantung menggunakan baterai mini dan Sensor elektrokimia untuk mendeteksi polutan atau kadar glukosa darah.

 

Daftar Pustaka

Awalia, F., Rahaju, E., & Sudiarto, B. (2019). E-Modul Kimia Kelas XII: Sel Volta. Jakarta: Direktorat Sekolah Menengah Atas, Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan.

Harnanto, A., & Ruminten. (2009). Kimia 3 untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

Johari, J. M. C., & Rachmawati. (2008). Kimia SMA dan MA untuk Kelas XII. Jakarta: Erlangga.

Kemendikbudristek. (2022). Buku Panduan Guru Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Kementerian Pendidikan, Kebudayaan, Riset, dan Teknologi.

Kemendikbudristek. (2022). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Kementerian Pendidikan, Kebudayaan, Riset, dan Teknologi.

Masterton, W. L., Hurley, C. N., & Neth, E. (2011). Chemistry: Principles and Reactions. Belmont, CA: Cengage Learning.

McMurry, J. E., Fay, R. C., & Fantini, J. (2012). Chemistry. London: Prentice Hall.

Rahayu, I. (2009). Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

Setiyana. (2020). Modul Pembelajaran SMA Kimia Kelas XII: Sel Volta dan Aplikasinya dalam Kehidupan. Jakarta: Direktorat Sekolah Menengah Atas, Direktorat Jenderal PAUD, DIKDAS dan DIKMEN, Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan.

Sudarmo, U. (2013). Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.

Sujana, R. M. H., Nuriman, & Subchan, W. (2025). Buku Ajar Elektrokimia. Yogyakarta: Deepublish.

Komentar

Posting Komentar

Postingan populer dari blog ini

Sel elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan arus listrik, serta dibagi menjadi dua jenis utama: sel volta dan sel elektrolisis. Sel volta adalah sel elektrokimia yang mengubah energi kimia dari reaksi redoks spontan menjadi energi listrik . Sel volta tersusun atas: Anoda (-) : Tempat terjadinya reaksi oksidasi (kutub negatif). Katoda (+):  Tempat terjadinya reaksi reduksi (kutub positif). Jembatan Garam: Menjaga kenetralan listrik larutan pada kedua kompartemen dengan cara mengalirkan ion-ion. Sel volta dapat ditulis dalam bentuk Notasi Sel (Diagram Sel). Besarnya Arus listrik yang dihasilkan disebut Potensial Sel Standar  Contoh Penerapan sel Volta adalah pada Baterai kering (Leclanche), aki (akumulator), dan sel surya.    
Baca selengkapnya