1. TUGAS KIMIA
OLEH : RANI NURKUMALA SARI
KELAS : XI
JURUSAN : TEKNIK KOMPUTER JARINGAN

2. ELEKTROKIMIA
PERSAMAAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS
1. Pada sel volta dan sel elektrolisis digunakan elektrode yaitu katoda, anoda, dan
larutan elektrolit
2. Reaksi yang terjadi adalah reaksi redoks, pada katoda terjadi redoks, pada anoda
terjadi oksidasi

3. PERBEDAAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS
Pada Sel Volta
1. merubah energi kimia menjadi energi listrik.
2. Anoda (oksidasi) adalah elektroda negatif (-) dan katoda (reduksi)
adalah elektroda positif (+).
Pada Sel Elektrolisis
merubah energi listrik menjadi energi kimia.
Anoda (oksidasi) adalah elektroda positif (+) dan katoda (reduksi)
adalah elektroda negatif (-).

4. SEL VOLTA
Sel Galvani disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia
yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks
yang spontan. Reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya
energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik.
Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus
listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi
disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi
disebut katoda(electrode positif).

5. RANGKAIAN SEL GAVANI
sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada
larutan.
3. Anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. Pada gambar, yang
bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
4. Katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. Pada gambar, yang
bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

6. PROSES DALAM SEL GAVANI
Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi
Zn2+ yang larut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Pada katoda, ion Cu2+ menangkap elektron dan
mengendap menjadi logam Cu.
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn
setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi
total yang terjadi pada sel galvani adalah:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

7. SEL VOLTA DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI
1. Sel Kering (Sel Leclanche)
Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari
karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran
MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

8. 2. Sel Aki
Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi
penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan. Anodenya terbuat
dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi
PbO2.
Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

9. 3. Sel Perak Oksida
Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

10. 4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)
Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali
(rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3
(pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V.
Reaksinya dapat balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

11. 5. 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)

12. 1. POTENSIAL ELEKTRODA (E) DAN POTENSIAL SEL (E° SEL)
Dalam sel elektrokimia dikenal istilah potensial elektroda
dan potensial sel (E° Sel). Potensial elektroda yang diukur pada
keadaan standar (25°C 1 atm, konsentrasi 1 M).
Suatu elektroda yang dipakai sebagai standar atau
pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan telah
ditentukan yang digunakan sebagai elektroda standar
adalah elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas
H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam
platina (Pt) yang dilapisi serbuk Pt halus pada suhu 25°C dalam
larutan asam (H+) 1 M. Berdasarkan perjanjian elektroda
Hidrogen diberi nilai potensial 0,00 Volt.

13. TABEL DAFTAR POTENSIAL ELEKTRODA STANDAR
No. Reaksi E°red (volts)
1 Li+(aq) + e- → Li(s) -3.04
2 K+(aq) + e- → K(s) -2.92
3 Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2.76
4 Na+(aq) + e- → Na(s) -2.71
5 Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) -2.38
6 Al3+(aq) + 3e- → Al(s) -1.66
7 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) -0.83
8 Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) -0.76
9 Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s) -0.74

14. No. Reaksi E°red (volts)
10 Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) -0.41
11 Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) -0.40
12 Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) -0.23
13 Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) -0.14
14 Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) -0.13
15 Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s) -0.04
16 2H+(aq) + 2e- → H2(g) 0.00
17 Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq) 0.15
18 Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq) 0.16
ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3-
19 0.17
(aq) + 2OH-(aq)
20 AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 0.22
21 Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 0.34
ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-
22 0.35
(aq) + 2OH-(aq)
23 IO-(aq) + H2O(l) + 0.49
2e- → I-(aq) + 2OH-
(aq)

15. No. Reaksi E°red (volts)
24 Cu+(aq) + e- → Cu(s) 0.52
25 I2(s) + 2e- → 2I-(aq) 0.54
ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-
26 0.59
(aq) + 2OH-(aq)
27 Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) 0.77
28 Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l) 0.80
29 Ag+(aq) + e- → Ag(s) 0.80
30 Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l) 0.85
ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) +
31 0.90
2OH-(aq)
32 2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq) 0.90
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- →
33 0.96
NO(g) + 2H2O(l)
34 Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) 1.07
35 O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) 1.23
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- →
36 1.33
2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
37 Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 1.36
38 Ce4+(aq) + e- → 1.44
Ce3+(aq)

16. No. Reaksi E°red (volts)
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- →
39 1.49
Mn2+(aq) + 4H2O(l)
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- →
40 1.78
2H2O(l)
41 Co3+(aq) + e- → Co2+(aq) 1.82
42 S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq) 2.01
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) +
43 2.07
H2O(l)
44 F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 2.87

17. 2. PERHITUNGAN POTENSIAL SEL
Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta
merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai dengan
reaksinya.
Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa
negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung,
sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat
berlangsung.
E°sel= E°(+)– E°(–)
dengan:
E°(+)= potensial elektrode lebih positif (lebih besar)
E°(–)= potensial elektrode lebih negatif (lebih kecil)
Perhitungan tidak melibatkan koefisien.

18. CONTOH SOAL
1. Diketahui : Cu2+ + 2 e– ⇒Cu E° = – 0,34 V
Ag+ + e– ⇒Ag E° = + 0,80V
Tentukan Eo sel
dari kedua elektrode!
Jawab:
E°Cu lebih negatif dari E°Ag
, maka Cu mengalami oksidasi dan bertindak sebagai anode
Katode : Ag+ + e–⇒Ag E° = + 0,80 V
Anode : Cu ⇒Cu2+ + 2 e– E° = – 0,34 V
_____________________________+
2 Ag+ + Cu ⇒2 Ag + Cu 2+ E°sel= + 0,46 V

19. 3. DERET VOLTA
Deret volta digunakan untuk mengetahui prediksi
berlangsung tidaknya reaksi redoks.
K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-
Au
Jurus CEPAT mengingat:
Kalau Bapak Camat Nanti Meninggal Alamat Mana Zaman
Cari Federal CindySenang Pabrik Hidrogen Cium Hangat Agar Put
us Aura
Dari kiri kekanan:
E0 makin besar , reduktor menurun dan logam kiri dapat bereaksi
dengan logam kanan.

20. 4. SEL ELEKTROLISIS
Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus
listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau
larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct
current =dc ). Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi
dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode
(reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel
elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel
volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis
sebaliknya, anode (+) dan katode (–). Pada sel elektrolisis anode
dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik,
sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh
karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi
oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

21. GAMBAR SEL ELEKTROLISIS

22. Ketika kedua elektrode karbon dihubungkan
dengan sumber energi listrik arus searah, dalam sel
elektrolisis terjadi reaksi redoks, yaitu penguraian air
menjadi gas H2 dan gas O2.
Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah
Anode (+):
2H2O(l) ⎯⎯→ O2(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O2–)
Katode (–): 4H2O(l) + 4e– ⎯⎯→2H2(g) + 4OH–(aq)
(reduksi H+)
Reaksi : 2H2O(l) ⎯⎯→ 2H2(g) + O2(g)

23. 5. HUKUM FARADAY
a. HUKUM FARADAY I
Jumlah massa zat yang dihasilkan pada katoda atau anoda
berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan selama
elektrolisis.
Apabila arus listrik sebesar 1 Faraday ( 1 F ) dialirkan ke dalam sel
maka akan dihasilkan :
1 ekivalen zat yang disebut massa ekivalen (e)
1 mol elektron ( e- )

24. Hubungan Muatan Listrik dengan Arus Listrik
Keterangan :
C = muatan listrik ( Coloumb )
I = arus listrik ( Ampere )
t = waktu ( sekon )
sedangkan hubungan antara Faraday dan muatan listrik ( C ) :

25. Maka Rumus Hukum Faraday I :
dan massa logam yang diendapkan :

26. b. HUKUM FARADAY II
Apabila 2 sel atau lebih dialiri arus listrik dalam jumlah yang sama (disusun
seri) maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan sebanding dengan massa
ekivalen (e) zat-zat tersebut.
Rumus Hukum Faraday II :
Keterangan :
m = massa zat dalam gram
e = massa ekivalen zat
Ar = massa molekul relatif
n = muatan ion positif zat/kation

27. 6. KOROSI
Korosi dalam istilah sehari-hari kita kenal sebagai peristiwa perkaratan.
Korosi ini sebenarnya merupakan peristiwa oksidasi logam oleh gas oksigen yang ada
di udara membentuk oksidanya. Proses korosi banyak menimbulkan masalah pada
barang-barang yang terbuat dari besi walaupun logam-logam lain (kecuali logam
mulia) dapat juga mengalami korosi. Proses perkaratan pada besi dapat berlanjut terus
sampai seluruh bagian dari besi hancur. Hal ini disebabkan oksida-oksida besi yang
terbentuk pada peristiwa awal korosi akan menjadi katalis (otokatalis) pada peristiwa
korosi selanjutnya. Hal itu berbeda dengan peristiwa korosi pada logam Al atau Zn.

28. a. Proses korosi
Proses korosi dapat dijelaskan sebagai berikut. Jika besi bersinggungan
dengan oksigen atau bersinggungan dengan logam lain dalam
lingkungan air akan terjadi sel elektrokimia di mana logam yang
memiliki E°red lebih cepat sebagai anode dan E°red yang lebih besar
sebagai katode. Logam atau unsur yang berfungsi sebagai anode,
karena mengalami reaksi oksidasi, berarti yang mengalami korosi. Besi
di udara akan berkarat, besi yang dilapisi seng, maka sengnya yang
berkorosi sedangkan besi yang dilapisi timah putih, maka besinya yang
mengalami korosi.
Besi berada di udara
Potensial reduksi dari Fe dan O2:
Fe2+(s) + 2 e– –> Fe(s) E°red = –0,44 volt
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– —> 2 H2O(l) E°red = +1,23 volt
Karena E°red Fe < E°red O2, maka Fe sebagai anode dan mengalami
korosi.

29. b. Pencegahan terhadap korosi
Berdasarkan proses terjadinya korosi, maka ada 2 cara yang dapat dilakukan
untuk mencegah korosi, yaitu perlindungan mekanis dan perlindungan
elektrokimia.

30. a).Perlindungan mekanis
Perlindungan mekanis ialah mencegah agar permukaan logam tidak
bersentuhan langsung dengan udara. Untuk jangka waktu yang pendek, cara
ini dapat dilakukan dengan mengoleskan lemak pada permukaan logam.
Untuk jangka waktu yang agak lama, dapat dilakukan dengan pengecatan.
Salah satu cat pelindung yang baik ialah meni (Pb3O4) karena selain
melindungi secara mekanis juga memberi perlindungan elektrokimia. Selain
pengecatan, perlindungan mekanis dapat pula dilakukan dengan logam lain,
yaitu dengan cara penyepuhan.
Untuk perlindungan agar barang-barang yang terbuat dari besi tidak
cepat rusak, maka besi (E° = –0,44 volt) lebih baik dilapis dengan seng (E° = –
0,76 volt) daripada dilapis dengan timah (E° = –0,14 volt).

31. b). Perlindungan elektrokimia
Perlindungan elektrokimia ialah mencegah terjadinya korosi elektrolitik
(reaksi elektrokimia yang mengoksidasi logam). Perlindungan elektrokimia ini disebut
juga perlindungan katode (proteksi katodik) atau pengorbanan anode (anodaising).
Cara ini dilakukan dengan menghubungkan logam pelindung, yaitu logam yang lebih
tidak mulia (E°-nya lebih kecil). Logam pelindung ini ditanam di dalam tanah atau air
dekat logam yang akan dilindungi. Di sini akan terbentuk “sel volta raksasa” dengan
logam pelindung bertindak sebagai anode.
Contoh-contoh proteksi katodik
1) Untuk mencegah korosi pada pipa di dalam tanah, di dekatnya ditanam logam yang
lebih aktif, misalnya Mg,
yang dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi dan
Mg yang rusak dapat
diganti dalam jangka waktu tertentu, sehingga pipa yang terbuat dari besi terlindung
dari korosi.
2) Untuk melindungi menara-menara raksasa dari pengkaratan, maka bagian kaki
menara dihubungkan dengan lempeng magnesium yang ditanam dalam tanah.
Dengan demikian menara besi akan menjadi katode magnesium dan lempeng Mg
sebagai anodenya.

32. SEKIAN DAN TERIMAKASIH
SEMOGA BERMANFAAT 