Bahan Ajar Elektrokimia

Elektrokimia

E HlanedOukt trokimia

 Sel Volta

 Susunan
 Proses Elektrokimia
 Notasi & Potensial Sel
 Kespontanan Proses Elektrokimia
 Persamaan Nernst
 Korosi & Pencegahannya
 Aplikasi Sel Volta

 Sel Elektrolisis

 Reaksi-reaksi Elektrolisis
 Hukum Faraday
 Aplikasi Sel Elektrolisis

Menjelaskan prinsip kerja sel Volta beserta
penulisan notasi dan potensial sel Volta

Menjelaskan proses, penyebab, dan cara
pencegahan korosi beserta aplikasi lain

dari sel Volta

Menjelaskan kespontanan reaksi redoks
dalam sel elektrokimia berdasarkan E, ΔG, & K

Menjelaskan reaksi-reaksi pada sel
elektrolisis beserta aplikasinya

Menerapkan konsep hukum Faraday

0

Elektrokimia

ELEKTROKIMIA

PENDAHULUAN

Seringkali kita menemukan fenomena-fenomena elektrokimia di lingkungan sekitar,

bahkan kerapkali kita berinteraksi langsung karena

menggunakan aplikasi dari elektrokimia ini. Kalian

pasti mengenal baterai atau aki? apakah kalian pernah

menggunakannya? dengan menggunakan baterai

kalian dapat menyalakan senter, radio, HP, dan Sumber: Zumdahl et al, 2007
dengan aki kalian dapat menghidupkan motor, Gambar 1. Baterai

Sumber: McMurry & Fay, 2004 mobil, dan lain-lain. Kalian pun dapat
Gambar 2. Aki
mengkamuflase cincin biasa (perak) menjadi cincin “emas” sehingga

lebih terlihat menarik dan terkesan mahal dengan memanfaatkan konsep-konsep

elektrokimia. Kemudian sebenarnya apakah yang dimaksud dengan elektrokimia?

Elektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan energi

kimia dan energi listrik. Seperangkat alat atau tempat terjadinya proses elektrokimia

dinamakan sel elektrokimia. Dalam ilmu kimia, sel elektrokimia dibagi menjadi dua, yaitu

sel Galvani atau sel Volta yang dipelopori oleh Luigi Galvani

dan Alessandro Volta, dan sel elektrolisis oleh Michael

Faraday. Di dalam sel Volta terjadi proses

perubahan energi kimia menghasilkan energi

listrik, sedangkan pada sel elektrolisis terjadi

proses perubahan energi listrik menghasilkan Sumber: Wikipedia.org, 2012
energi kimia atau zat kimia. Gambar 3. Volta dan Galvani

Sumber: Wikipedia.org, 2012 Untuk mengawalinya terlebih dahulu akan dibahas mengenai reaksi
Gambar 4. M. Faraday redoks spontan.

Reaksi Redoks Spontan
Merupakan reaksi yang terjadi serta merta. Untuk memahami reaksi redoks spontan,

perhatikan video percobaan pendesakan logam yang tercantum pada LKM I.
Pada LKM I tersebut, tentu kalian telah membuat beberapa kesimpulan yang salah

satunya menyatakan bahwa zink dapat bereaksi dengan larutan CuSO4. Dalam reaksi ini, Zn
teroksidasi menjadi Zn2+ sementara Cu2+ tereduksi menjadi logam tembaga. Persamaan
reaksi yang terlibat adalah sebagai berikut.

Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

1

Elektrokimia

Reaksi berlangsung seketika saat logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4, ditandai

dengan perubahan warna yang terjadi pada permukaan logam Zn yang awalnya abu-abu

berubah menjadi hitam (Gambar 5). Selain itu,

warna larutan CuSO4 semakin memudar. Oleh

karena itu, reaksi tersebut tergolong reaksi

redoks spontan.

Sementara itu, reaksi tidak dapat

berlangsung jika logam tembaga dicelupkan

pada larutan ZnSO4.
Cu(s) + Zn2+(aq)  tidak bereaksi

Hal ini disebabkan tidak ada reaksi redoks

yang terjadi atau tidak terjadi proses transfer

elektron dari logam Cu kepada ion-ion Zn2+

dalam larutannya. Reaksi yang demikian

dinamakan reaksi redoks tidak spontan. Reaksi

ini memungkinkan akan terjadi jika ada Sumber: McMurry & Fay, 2004
tambahan energi (listrik) terhadap sistem. Gambar 5. Reaksi Zn dalam larutan CuSO4

1. Sel Volta
A. Susunan Sel Volta

Pada reaksi antara Zn dan larutan CuSO4, elektron-elektron akan ditransfer langsung
dari pereduksi/reduktor (Zn) kepada pengoksidasi/oksidator (Cu2+) dalam larutan. Jika kita
memisahkan secara fisik antara reduktor dan oksidator, maka diperlukan medium penghantar
eksternal (kawat logam) agar transfer elektron dapat berlangsung dan juga jembatan garam
untuk transfer ion pada elektrolit. Dalam kondisi tersebut akan terdapat dua setengah sel
reaksi yang satu bagian diantaranya terjadi reaksi oksidasi dan bagian lainnya mengalami
reaksi reduksi. Keseluruhan susunan dari peralatan elektrokimia agar reaksi redoks spontan
dapat berlangsung dinamakan sel Volta. Susunan sel Volta ditunjukkan oleh Gambar 6.

Sumber: Chang, 1998
Gambar 6. Sel Volta

Secara umum, bagian-bagian terpenting dari sel Volta adalah

1. Elektrolit

Sebagai bagian yang mengalami proses redoks. Elektrolit terbagi menjadi dua, yaitu yang

berbentuk lelehan dan larutan.

2

Elektrokimia

2. Elektrode
Terbagi menjadi dua, yaitu anode sebagai tempat terjadinya oksidasi atau pelepasan elektron
dan katode adalah tempat terjadinya reduksi atau penerimaan elektron. Elektrode yang
bersifat inert (tidak aktif) tidak ikut dalam proses redoks, sedangkan elektrode yang bersifat
aktif akan turut mengalami proses redoks bersama elektrolitnya (ion-ion dalam larutan).
3. Jembatan garam
Jembatan garam merupakan pipa yang berbentuk seperti “U” yang berisi larutan jenuh
(garam), seperti KNO3, KCl, dan NaCl. Garam-garam ini adalah bersifat inert yang tidak
bereaksi dengan elektrolit. Jembatan garam berfungsi sebagai penghubung antar dua
setengah sel atau menghantarkan arus listrik. Selain itu, jembatan garam berfungsi dalam
menstabilkan/menetralkan kelebihan muatan positif maupun negatif pada kedua setengah sel
dalam sel elektrokimia.
4. Kawat penghantar
Tempat mengalirnya elektron yang berasal dari anode menuju katode.
5. Voltmeter
Alat untuk mendeteksi perbedaan potensial listrik yang terjadi dalam sel elektrokimia.
Perbedaan potensial listrik dinyatakan dengan voltase sel (volt) atau dikenal juga sebagai
gaya gerak listrik (ggl) atau electromotive force (emf). Jarum volmeter akan bergerak ketika
ada elektron yang mengalir melewatinya.

B. Proses Elektrokimia dalam Sel Volta
Di dalam sel Volta, terjadi reaksi redoks yang menghasilkan energi listrik. Mula-

mula, terjadi oksidasi pada anode (kutub negatif) melepaskan elektron. Elektron tersebut
akan mengalir melalui kawat penghantar dan voltmeter, dan diterima oleh katode (kutub
positif).

Disebelah kiri, elektrode Zn (anode) tercelup pada larutan ZnSO4, sementara di sisi
lain elektrode Cu tercelup pada larutan CuSO4. Kedua larutan ini terhubungkan oleh
jembatan garam KCl, kawat penghubung, dan voltmeter. Karena Zn lebih reaktif, maka
elektrode Zn mengalami oksidasi menjadi ion-ionnya (Zn2+) dan melepaskan elektron.
Disaat yang sama, ion Cu2+ menerima elektron tersebut yang mengalir disepanjang kawat
penghubung. Ion Cu2+ tereduksi menjadi Cu yang menempel pada permukaan elektrode Cu,
sehingga massa elektrode Cu cenderung bertambah dan elektrode Zn berkurang. Ketika
elektron melewati voltmeter akan terbaca besarnya beda potensial selama proses
elektrokimia berlangsung dalam sel Volta tersebut. Adanya proses ini, sistem setengah sel di
sebelah kiri kelebihan muatan positif, dan sebaliknya kekurangan muatan positif terjadi pada
sistem setengah sel di sebelah kanan. Ion-ion pada jembatan garam akan menstabilkan
keadaan tersebut, yakni ion K+ bermigrasi menuju larutan CuSO4 dan ion Cl- menuju larutan
ZnSO4. Selain itu, terjadi pula perpindahan antara ion-ion yang terdapat pada elektrolit

3

Elektrokimia

ZnSO4 menuju elektrolit CuSO4 melalui jembatan garam. Proses elektrokimia akan berhenti
jika lempengan seng atau ion Cu2+ “habis” bereaksi. Reaksi redoks yang terjadi adalah

sebagai berikut:

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) +

reaksi sel : Cu2+(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + Cu(s)

Keadaan mikroskopik proses elektrokimia pada sel Volta tersebut ditunjukkan pada Gambar 7.

C. Notasi Sel Volta
Notasi sel digunakan untuk menggambarkan reaksi redoks yang terjadi dalam

rangkaian sel Volta. Secara umum, penulisan sel Volta berdasarkan konvensi IUPAC adalah
sebagai berikut.

- notasi sel terdiri dari anode dan katode
- anode terletak disebelah kiri dan katode disebelah kanan
- tanda || (jembatan garam) digunakan untuk memisahkan anode dan katode
- tanda | adalah batas fase
- tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan spesi-spesi dalam fase yang sama.
Untuk lebih jelasnya, dapat disimak contoh berikut berdasarkan sel Volta Zn-Cu yang telah
dijelaskan pada bagian sebelumnya.

jembatan garam

anode katode

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Aliran elektron

batas fase batas fase

CHEM

Tuliskan notasi sel untuk reaksi: Cr(s) + Cd2+(aq)  Cr3+(aq) + Cd(s)
Jawab: Cr(s) | Cr3+(aq) || Cd2+(aq) | Cd(s)

D. Potensial sel
Reaksi redoks pada sel elektrokimia merupakan gabungan dari dua setengah reaksi,

oksidasi dan reduksi. Dengan demikian, harga potensial (Esel) yang terjadi pada Gambar 6
adalah jumlah dari potensial elektrode Zn dan Cu. Dengan mengetahui salah satu potensial
elektrode, kita dapat memperoleh potensial lainnya melalui operasi pengurangan (dari 1,1 V).

4

Voltmeter Elektrokimia
Zn Cu
5
Jembatan
garam
Kapas

penyumbat

Gambar 7. Representasi Mikroskopik Proses Elektrokimia pada Sel Volta
(Macromedia, Inc., 2005)

Elektrokimia

Maka, diperlukan suatu standard untuk menentukan potensial relatif dari elektrode lain,

dalam hal ini digunakan elektrode hidrogen. Elektrode hidrogen yang ditunjukkan oleh

Gambar 8 berfungsi sebagai rujukan untuk maksud ini. Gas hidrogen dihembuskan ke dalam
larutan HCl 1 M pada suhu 25oC.

Pada kondisi standard (tekanan H2 1 atm dan konsentrasi HCl 1 M) potensial reduksi

H+ pada suhu 25oC adalah tepat berharga 0 V (nol):

2H+ (1 M) + 2e  H2 (1 atm) Eo = 0 V

Superskrip “o” menyatakan keadaan standard dan Eo adalah potensial reduksi standard. Jadi,

potensial reduksi standard dari elektrode hidrogen adalah 0 V dan dijadikan sebagai acuan
dalam penentuan potensial reduksi dari elektrode yang lain, sehingga elektrode hidrogen

disebut sebagai SHE (standard hydrogen electrode).

Misalnya untuk mengetahui potensial reduksi dari Zn, maka dapat ditetapkan Zn

sebagai anode dan SHE sebagai katode (Gambar 9).

Sumber: Brown et al, 2000

Gambar 8. Standard Hydrogen Electrode

Zn Oksidasi Zn Zn2+ Reduksi

Gambar 9. Penentuan EoZn2+/Zn Sumber: McMurry & Fay, 2004 dan Brown et al, 2000

6

Elektrokimia

Selama reaksi berlangsung, ternyata terjadi penurunan massa Zn secara konsisten akibat

teroksidasi. Maka notasi atau diagram selnya adalah

Zn(s) | Zn2+(1 M) || H+(1 M) | H2 (1 atm) | Pt(s), dengan Eo = +0,76V

Jika dituliskan dengan cara sistem setengah sel akan menjadi

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : 2H+(aq) + 2e  H2(g) +

reaksi sel : Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)

Berdasarkan konvensi, Eosel dinyatakan dengan

Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi atau Eosel = Eokatode - Eoanode

Maka potensial reduksi untuk Zn adalah

Eosel = Eokatode - Eoanode
= EoH+/H2 - EoZn2+/Zn

0,76V = 0 - EoZn2+/Zn

EoZn2+/Zn = -0,76 V

Potensial elektrode standard untuk Cu juga dapat ditentukan dengan cara yang sama.

Dalam hal ini, Cu ditetapkan sebagai katode karena massanya meningkat selama sel bekerja

dan SHE bertindak sebagai anodenya (Gambar 10).

Cu Cu2+ Oksidasi

Reduksi

Sumber: McMurry & Fay, 2004 dan Brown et al, 2000

Gambar 10. Penentuan EoCu2+/Cu

Diagram selnya ialah

Pt(s) | H2 (1 atm) | H+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu(s), dengan Eo = +0,34 V

dan reaksi setengah selnya, adalah

anode : H2(g)  2H+(aq) + 2e
katode
reaksi sel : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) +

: Cu(s) + H2(g)  Cu2+(aq) + 2H+(aq)

7

Elektrokimia

Maka potensial reduksi untuk Cu adalah

Eosel = Eokatode - Eoanode
= EoCu2+/Cu - EoH+/H2

0,34 V = EoCu2+/Cu - 0
Eo Cu2+/Cu = 0,34 V

Untuk sel Volta yang ditunjukkan pada Gambar 6, dapat dituliskan

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) +

reaksi sel : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

dengan potensial selnya sebesar:

Eosel = Eokatode - Eoanode
= EoCu2+/Cu - EoZn2+/Zn
= 0,34 V – (-0,76 V)

= 1,1 V

Berdasarkan percobaan dan perhitungan, maka didapatkan potensial reduksi standard

elektrode-elektrode terhadap SHE, yang selengkapnya dapat dilihat pada Tabel 1 tentang

potensial reduksi standard.

Berdasarkan data Eo pada Tabel 1 dapat digunakan untuk

1. Meramalkan kemampuan oksidasi dan reduksi dari suatu zat

Semakin positif harga Eo, semakin meningkat daya oksidasi zat (oksidator).

Sebaliknya, semakin negatif harga Eo, semakin meningkat daya reduksi zat (reduktor).

Sebagai contoh

Daya oksidasi bertambah Eo = -0,44 V
Eo = -1,66 V
Fe2+(aq) + 2e  Fe(s)
Al3+(aq) + 3e  Al(s)

Daya reduksi bertambah

Kecenderungan suatu logam terhadap logam yang lain, biasanya dinyatakan dengan
deret Volta:
Li>K>Ba>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Cd>Co>Ni>Sn>Pb>(H)>Sb>Bi>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
Agar mudah dihafalkan dapat digunakan jembatan keledai seperti:
“Lihat Kalau Bapak Caesar Nanti Meninggal, Alam Mana Zaman Cari Feodalisme,
Cadangan Co Nipon Senang Pembagian Harta, Sebab Bikin Crupuk Hangus Agak Pahit
Auw”
Unsur-unsur yang berada disebelah kiri dapat mereduksi/mendesak unsur-unsur disebelah
kanannya.
Dengan mengetahui kecenderungan suatu zat mudah mengalami reduksi ataukah oksidasi,
kalian akan dapat memilih logam yang dapat digunakan untuk melindungi peralatan rumah
tangga kalian yang terbuat dari besi agar terhindar dari korosi atau perkaratan.

8

Elektrokimia

Tabel 1. Potensial Reduksi Standard

Sumber: Chang, 1998

2. Menghitung Eosel
Seperti yang telah dijelaskan pada bagian sebelumnya, ada dua cara untuk

menentukan harga Eo, yakni dengan

9

Elektrokimia

a. Menggunakan persamaan reaksi sel

Menulis persamaan setengah reaksi oksidasi di anode dan reduksi di katode sertakan

harga Eo masing-masing. Untuk harga Eo di anode harus berlawanan dengan tanda yang

diberikan oleh tabel. Harga Eosel merupakan penjumlahan dari Eo di anode dan katode.

Contoh berikut merupakan reaksi redoks yang terjadi pada sel bahan bakar. Sel bahan bakar

merupakan sumber alternatif bahan bakar pengganti BBM yang masih dikembangkan di

Indonesia:

anode : 2H2(g) + 4OH-(aq)  4H2O(l) + 4e Eo = -(-0,83 V)

katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e  4OH-(aq) Eo = 0,40 V +

reaksi sel : 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) Eosel = 1,23 V

b. Berdasarkan selisih potensial elektrode di katode dan anode

Sesuai konvensi, Eosel dinyatakan dengan
Eosel = Eokatode - Eoanode

Contoh pada sel bahan bakar:

Eosel = Eokatode - Eoanode
= 0,44 V – (-0,83 V)

= 1,23 V

3. Meramalkan reaksi redoks spontan

Spontan atau tidaknya suatu reaksi redoks dapat diramalkan dari harga Eosel yang
dihitung berdasarkan tabel Eo. Jika Eo bernilai positif, maka reaksi berlangsung spontan dan

berlaku sebaliknya. Lebih lanjut, kespontanan reaksi dapat ditinjau dari kuantitas

termodinamika yang akan dibahas pada subbab E dan mengenai reaksi tidak spontan dapat

disimak pada bagian sel elektrolisis.

CHEM

Prediksikan apakah reaksi redoks berikut berlangsung spontan atau tidak!
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq)  2Fe2+(aq) + 2H2O(l)

Jawab: Eo = -(-0,44 V)
anode : 2Fe(s)  2Fe2+(aq) + 2e

katode: O2(g) + 4H+(aq) + 4e  2H2O(l) Eo = 1,23 V
maka Eosel = Eokatode - Eoanode

= 1,23 V - (-0,44 V)

= 1,67 V

Tanda positif pada Eo menandakan bahwa reaksi redoks berlangsung spontan dan reaksi

cenderung bergeser ke arah produk, dan sebalikya untuk Eo yang bernilai negatif.

Reaksi di atas merupakan reaksi perkaratan. Dapatkah kalian sekarang

memahami alasan kenapa pagar besi di rumah kalian mudah sekali berkarat?

10

Elektrokimia

E. Kespontanan Reaksi Redoks dalam Sel Elektrokimia
Eosel dapat dihubungkan dengan kuantitas termodinamika, seperti perubahan energi

bebas standard (ΔGo) dan konstanta kesetimbangan (K). Energi listrik yang dihasilkan dalam

sel Volta merupakan hasil kali potensial sel dengan muatan listrik total (dalam coloumb, C)

yang melewati sel:

Energi listrik = volt x coulomb

= joule

Muatan listrik ditentukan oleh banyaknya mol elektron yang (n) yang melewati rangkaian.

Muatan listrik = n x F

yang mana F, tetapan Faraday, adalah muatan listrik yang terkandung dalam 1 mol elektron
sebesar (6,02 x 1023 x 1,602 x 10-19 C) atau 96.485,3 C (≈ 96.500 C). Jadi

1 F = 96.500 J/V.mol

Voltase yang terukur merupakan voltase maksimum yang dapat dicapai oleh sel.

Nilai ini digunakan untuk menghitung jumlah listrik maksimum energi yang dapat diperoleh

dari reaksi kimia. Energi ini digunakan untuk melakukan kerja listrik (wele). Jadi,

wmaks(maksimum) = wele(electrical)

= -nFEsel

wmaks diartikan sebagai jumlah maksimum kerja yang dapat dilakukan. Tanda negatif

menyatakan bahwa kerja listrik dilakukan sistem terhadap lingkungan.
Dalam kaitannya dengan ΔG adalah sama dengan wmaks karena menyatakan jumlah

maksimum kerja berguna yang diperoleh dari suatu reaksi, sehingga
ΔG = Wmaks

= -nFEsel

atau

ΔGo = -nFEosel (dalam keadaan standard) (1)

n, F, dan Eosel berharga positif. Oleh karenanya, ΔGo harus negatif untuk proses spontan.

Dalam hubungannya dengan K, ΔGo dapat dirumuskan sebagai berikut.

ΔGo = -RT ln K (2)

Jika persamaan (1) dan (2) digabungkan, maka

-nFEosel = -RT ln K (3)


Eosel = ln K

Apabila T = 298

Eosel = (8,314 / . )(298 ) ln K
(96500 / . )

Eosel = 0,0257 ln K (4)


atau

Eosel = 0,0592 log K (5)

11

Elektrokimia

CHEM

Hubungan antara Eosel dengan konstanta kesetimbangan (K) dan energi bebas (∆Go)
Hubungan tersebut dapat dilihat pada Skema 1 dan Tabel 2

Skema 1. Hubungan antara Eosel, K, dan ∆Go

Tabel 2 Hubungan antara Eosel, K, dan ∆Go
∆Go K Eosel Reaksi Redoks pada Kondisi Standard
Negatif > 1 Positif Spontan
0 = 1 0 Membentuk kesetimbangan
Positif < 1 Negatif Nonspontan. Reaksi spontan pada arah

berlawanan

CHEM

Hitunglah konstanta kesetimbangan dan perubahan energi bebas untuk reaksi berikut pada
25oC: Cd(s) + Sn2+(aq)  Cd2+(aq) + Sn(s)

Jawab:

Ditentukan terlebih dahulu = Eokatode - Eoanode
Eosel reaksi = EoSn2+/Sn - EoCd2+/Cd

= -0,14 V – (-0,40 V)

= 0,26 V

Dari persamaan (4):

Eosel = 0,0257 ln K


ln K =
0,0257

= 2 0,26 = 20,23
0,0257

K = e20,23 = 6,13 x 108

dan dari persamaan (1):

ΔGo = -nFEosel
= -2 x 96.500 J/V.mol x 0,26 V
= -50.180 J/mol
= -50 x 103 KJ/mol

12

Elektrokimia

F. Persamaan Nernst

Pada bagian sebelumnya telah dijelaskan bahwa reaksi redoks

dilakukan pada keadaan standard, akan tetapi kondisi standard

kadangkala sulit untuk dicapai. Namun demikian, ada hubungan

matematis antara potensial sel dan konsentrasi reaktan-produk dalam

reaksi redoks dalam kondisi tidak standard yang dinyatakan dalam

persamaan Nernst berikut.

Esel = Eosel - 0,0592 log Q

Sumber: Wikipedia.org, 2012
dengan Gambar 11. Walther Nernst

n adalah jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi redoks Faraday

Q adalah nisbah konsentrasi produk dengan reaktan

CHEM

Dalam sel Volta yang menggunakan elektrode Cu dan Zn dapat digunakan larutan elektrolit
dengan konsentrasi kurang atau lebih dari 1 M. Jika diketahui [Zn2+] = 1 M dan [Cu2+] = 0,5

M. Berapakah Esel dari reaksi tersebut?

Jawab:

Reaksi sel yang terjadi adalah

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) +

reaksi sel : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

Ditentukan terlebih dahulu = Eokatode - Eoanode
Eosel reaksi = EoCu2+/Cu - EoZn2+/Zn

= 0,34 V – (-0,76 V)

= 1,1 V

Maka harga Esel dari reaksi adalah

Esel = Eosel - 0,0592 log Q


= Eosel - 0,0592 log [Zn2+] V
[Cu2+]

= 1,1 V - 0,0592 log 1 V
2 0,5

= 1,1 V– 0,008 V

= 1,092 V

13

Elektrokimia

CHEM

Suatu susunan sel Volta tampak seperti pada Gambar 9. Dalam percobaan tertentu diperoleh

voltase (E) sel sebesar 0,6 V pada 25oC. Jika diketahui [Zn2+] = 1 M dan PH2 = 1 atm, hitung
konsentrasi molar H+.

Jawab:

Reaksi sel yang terjadi adalah

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : 2H+(aq) + 2e  H2(g) +
reaksi sel
: Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g) Eosel = 0,76 V

Esel = Eosel - 0,0592 log ൣZn2+൧ 2 V
[H+]2

0,60 V = 0,76 V - 0,0592 log (1)(1) V
2 [H+]2

5,4 = log 1
[H+]2

5,4 = -2 log [H+]

log [H+] = -2,7

[H+] = 1,98 x 10-3 M

Contoh ini menunjukkan bahwa suatu sel elektrokimia yang reaksi selnya melibatkan ion H+

dapat digunakan untuk mengukur [H+] atau pH.

G. Korosi
Korosi merupakan istilah yang digunakan untuk

kerusakan logam akibat proses elektrokimia yang

berlangsung secara spontan. Sejauh ini, contoh korosi yang

paling lazim adalah pembentukan karat pada besi. Oksigen

dan air merupakan unsur penting dalam proses perkaratan. Sumber: Truong, 2005
Meskipun mekanisme reaksi yang terjadi sangat kompleks Gambar 12. Korosi

dan tidak sepenuhnya dapat dipahami, tahap-tahap utamanya dipercaya adalah sebagai

berikut. Pembentukannya dimulai dari teroksidasinya permukaan Fe menjadi Fe2+.
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e

Elektron yang dilepaskan akan mereduksi O2 di atmosfer:
O2(g) + 4H+(aq) + 4e  2H2O(l)

sehingga reaksi redoks keseluruhannya adalah
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq)  2Fe2+(aq) + 2H2O(l)

Dari tabel potensial reduksi standard dan contoh soal, diperoleh potensial sel untuk

proses tersebut adalah

14

Elektrokimia

Eosel = Eokatode - Eoanode

= 1,23 V - (-0,44 V)

CHEM = 1,67 V
Harga Eosel yang positif menunjukkan

bahwa reaksi perkaratan besi berlangsung

Pada 28 April 1988, pesawat Aloha Airlines terbang pada secara spontan. Reaksi tersebut juga
ketinggian 7300 m ketika bagian depan badan pesawat menampakkan bahwa reaksi terjadi dalam
tersobek. Kecelakaan ini terjadi akibat tidak terdeteksi medium asam (H+). Ion H+ dipasok
adanya korosi. Beruntung dengan kepiawaian dari pilot, sebagian oleh reaksi karbon dioksida di
pesawat dapat mendarat dengan “selamat”.

atmosfer dengan air membentuk H2CO3.
Ion Fe2+ yang terbentuk pada

Sumber: Truong, 2005 anode dioksidasi lebih lanjut oleh oksigen
Gambar 13. Dampak Korosi 4Fe2+(aq) + O2(g) + (4 + 2x)H2O(l) 
2Fe2O3.xH2O(s) + 8H+(aq)

Bentuk terhidrasi dari besi(III) oksida ini

yang dikenal dengan karat (rust). Banyaknya molekul air yang diikat karat beragam sehingga

dinyatakan dengan Fe2O3.xH2O.

Sumber: Suchocki, 2007

Gambar 14. Mekanisme Pembentukan Karat

Gambar 14 menunjukkan mekanisme pembentukan karat. Rangkaian listriknya
terbentuk dengan bermigrasinya elektron dan ion. Inilah sebabnya pembentukan karat lebih
cepat terjadi pada daerah pantai atau perairan asin. Di daerah dingin, garam (NaCl atau
CaCl2) yang ditebar di jalan untuk melelehkan es atau salju merupakan penyebab dari
perkaratan pada mobil. Untuk berikutnya, faktor-faktor lain yang menyebabkan korosi dapat
dipelajari lebih lanjut melalui demontrasi percobaan yang tertera pada LKM II.

15

Elektrokimia

H. Pencegahan Korosi

Sejumlah metode telah dirancang untuk mencegah logam dari korosi. Semua metode

ini ditujukan untuk mencegah pembentukan karat. Cara yang paling jelas ialah melindungi

permukaan logam, terutama besi dengan cat/oli/lemak/plastik, namun kelemahannya jika

pelindung-pelindung tersebut tergores ataupun terbuka sedikit saja, maka perkaratan dapat

terjadi di bawah permukaan pelindung tersebut. Permukaan besi dapat dibuat tidak aktif

dengan proses yang dinamakan pasivasi. Suatu lapisan tipis oksida akan terbentuk jika

logam direaksikan dengan oksidator kuat, seperti asam nitrat pekat. Kalian dapat

menambahkan larutan natrium kromat pada radiator mobil kalian untuk mencegah

pembentukan karat dengan mekanisme yang sama.

Selain itu, besi dapat dilindungi dengan pelapisan logam-logam yang kurang reaktif,

seperti timah (Sn). Lapisan timah akan tetap melindungi besi semasih lapisan permukaannya

utuh, akan tetapi jika lapisan timah rusak, misalnya tergores maka perkaratan semakin cepat

berlangsung. Hal ini disebabkan Eo dari Fe lebih negatif dari Sn (EoFe2+/Fe = -0,44 V; EoSn2+/Sn

= -0,14 V) sehingga membentuk sel elektrokimia dengan Fe sebagai anode dan Sn sebagai

katode. Kondisi ini juga tidak dapat dipandang buruk karena sifat ini dapat dimanfaatkan

untuk mempercepat penghancuran kaleng bekas. Coba kalian amati di lingkungan rumahmu,

lebih cepat mana perkaratan yang terjadi antara kaleng bekas yang

terbuat dari besi dan besi yang terlapisi timah?

Proses perlindungan besi agak berbeda jika logam tersebut

dilapisi dengan seng atau disebut dengan besi galvanisasi (Gambar 15).

Seng lebih mudah mengalami oksidasi daripada besi sehingga

walaupun lapisan dari seng rusak atau tidak utuh seng akan

melindungi besi dari korosi.

Sumber: Whitten, 1996

Gambar 15. Aplikasi Galvanisasi Zn2+(aq) + 2e  Zn(s) Eo = -0,76 V

Hal ini juga berlaku pada besi yang dilapisi dengan kromium (chromium plating) (Gambar 16):

Cr3+(aq) + 3e  Cr(s) Eo = -0,74 V

Konsep ini dipakai untuk melapisi badan kendaraan,

sehingga kalian tidak perlu khawatir pada mobil atau

motor kalian mudah mengalami korosi, hanya saja perlu

perawatan secara berkala agar penampilan dari kendaraan

kalian tetap optimal. Sumber: Whitten, 1996
Pencegahan yang berikutnya adalah dengan Gambar 16. Aplikasi Chromium Plating

metode perlindungan katodik (cathodic protection) atau disebut juga pengorbanan anode

(sacrificial anode) (Gambar 17). Artinya, menghubungkan besi dengan logam lain yang

lebih reaktif teroksidasi. Dengan kata lain besi akan bertindak sebagai katode dan logam lain

sebagai anode, sehingga kita mengorbankan logam lain untuk melindungi besi dari korosi.

16

Elektrokimia

Misalnya pipa air di rumah kalian terbuat

dari besi. Agar lebih awet maka pipa tersebut

dapat dihubungkan dengan logam lain,

seperti Mg. Jika teroksidasi, maka Mg-lah

yang akan terkorosi. Apakah kalian tahu

menara Eiffel? Terbuat dari bahan apa Sumber: Chang, 1998
menara tersebut? Pernahkah kalian berpikir Gambar 17. Perlindungan Katodik

kenapa manara Eiffel masih tegak berdiri sampai sekarang dan tidak oleng ataupun roboh

karena karat? Salah satu jawabannya adalah menara Eiffel dilindungi dengan menggunakan

metode perlindungan katodik.

CHEM

Apakah kalian pernaFhamcet ngamati peralatan-peralatan

yang ada di rumahmu dan terbuat dari aluminium akan
tetapi tidak mudah terkorosi bila dibandingkan dengan
yang terbuat dari besi?

Walaupun Al cenderung lebih reaktif dibanding Fe Sumber: Zumdahl et al, 2007
(EoFe2+/Fe = -0,44 V; EoAl3+/Al = -1,66 V), namun dapat Gambar 18. Sepeda dengan
membentuk lapisan oksida Al2O3 yang kuat dan padat.
Rangka Aluminium

Lapisan ini akan melindungi lapisan yang dibawahnya

dari proses korosi berikutnya. Hal ini berbeda dengan

korosi pada besi yang membentuk Fe2O3.xH2O yang Sumber: Suchocki, 2007
berpori dan rapuh. Akibatnya udara dan air mudah Gambar 19. StrukturAluminium Oksida

menjangkau permukaan logam, sehingga besi akan terus teroksidasi. Jadi, kereaktifan ternyata tidak cukup

untuk menentukan ketahanan suatu logam terhadap korosi.

I. Aplikasi Sel Volta
Banyak aplikasi dari sel Volta, bahkan kerapkali kita temukan dalam kehidupan

sehari-hari, yang dibedakan menjadi sel primer, sel sekunder, dan sel bahan bakar.
a. Pada sel primer, anode dan katodenya “dihabiskan” ketika sel menghasilkan arus listrik.

Sel primer hanya dapat dipakai dalam jangka waktu tertentu dan tidak dapat diisi ulang.
1. Baterai biasa atau sel kering

Dimaksud sel kering karena sel tidak menggunakan komponen cair, yang paling lazim
adalah sel Leclanché yang biasanya digunakan untuk menyalakan senter, radio, mainan, dan
lain-lain. Sel Leclanché terdiri dari wadah seng berbentuk silinder yang berfungsi sebagai
anode dan katodenya terbuat dari batang grafit yang tercelup dalam pasta campuran batu
kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), serbuk karbon, dan sedikit air. Reaksi dalam sel yang terjadi

17

Elektrokimia

anode : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e

katode : 2NH4+(aq) + 2MnO2(s) + 2e  Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) +
reaksi sel: Zn(s) + 2NH4+(aq) + 2MnO2(s)  Zn2+(aq) + 2NH3(aq) + Mn2O3(s) + H2O(l)

Sebenarnya, persamaan tersebut merupakan bentuk sangat sederhana dari suatu proses yang

rumit. Voltase yang dihasilkan sel kering sekitar 1,5 V namun merosot menjadi 0,8 V ketika

sel digunakan.

Sumber: McMurry & Fay, 2004
Gambar 20. Sel Kering

Keuntungan dari penggunaan sel kering adalah harganya relatif murah, praktis, dan
aman. Sementara kelemahannya sel kering adalah produk sekali pakai, berumur pendek, dan
dayanya dapat menurun cepat jika digunakan dalam arus yang besar. Hal ini disebabkan
produk ion dari reaksi redoks dalam sel tidak dapat berdifusi dengan cepat menjauhi elektrode.
Selain itu, korosi juga dapat dialami oleh anode (Zn) karena berada pada kondisi asam.

2. Baterai alkalin

Baterai alkalin pada dasarnya sama dengan sel kering, namun

yang membedakan keduanya adalah penggunaan KOH

sebagai penyusun pasta pengganti dari NH4Cl yang bersifat

asam. Reaksi-reaksi yang terjadi adalah

anode : Zn(s) + 2OH-(aq)  ZnO(s) + H2O(l) + 2e

katode : 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e  Mn2O3(s) + 2OH-(aq) +

Sumber: Truong, 2005 reaksi sel: Zn(s) + 2MnO2(s)  ZnO(s) + Mn2O3(s)
Gambar 21. Baterai Alkalin

Baterai akalin lebih tahan lama dan mampu menyuplai arus yang lebih besar dibandingkan

baterai kering. Baterai alkalin digunakan untuk peralatan yang membutuhkan arus lebih

besar seperti tape recorder atau kamera digital. Potensial dari baterai alkalin juga 1,5 V

namun dapat bersifat konstan selama pemakaian. Kekonstanan tersebut akibat reaksi redoks

pada sel yang tidak melibatkan ion yang dapat berkumpul di permukaan elektrode.

3. Baterai perak-oksida

Baterai berukuran kecil dan ringan ini menghasilkan potensial sebesar 1,5 V dan

dapat bertahan konstan selama pemakaian. Umur pemakaiannya relatif panjang karena arus

yang dihasilkan cukup kecil.

Sel dari baterai perak oksida menggunakan seng sebagai anode dan katode Ag2O

dengan elektrolit KOH. Reaksi-reaksi yang terjadi dalam sel adalah

18

Elektrokimia : Zn(s) + 2OH-(aq)  ZnO(s) + H2O(l) + 2e +
:Ag2O(s) + H2O(l) + 2e  2Ag(s) + 2OH-(aq)
anode : Zn(s) + Ag2O(s)  ZnO(s) + 2Ag(s)
katode
reaksi sel

Sumber: Truong, 2005
Gambar 22. Baterai Perak Oksida

Umumnya baterai perak oksida secara komersil digunakan pada jam tangan dan kalkulator.

4. Baterai merkurium

Baterai merkurium seperti yang

diilustrasikan pada Gambar 23 merupakan

baterai kecil pertama yang dikembangkan

secara komersial pada tahun 1940-an dan Sumber: Whitten, 1996
secara ekstensif digunakan untuk jam tangan Gambar 23. Baterai Merkurium

dan heart pagemakers. Anode adalah seng dan katode adalah senyawa toksik karena

mengandung racun merkuri, HgO. Elektrolit yang digunakan KOH pekat dengan potensial

yang dihasilkan sebesar 1,3 V. Keuntungan penggunaan baterai ini adalah menghasilkan

potensial yang stabil dalam jangka waktu yang panjang. Reaksi redoks yang berlangsung

adalah : Zn(s) + 2OH-(aq)  ZnO(s) + H2O(l) + 2e
anode : HgO(s) + H2O(l) + 2e  Hg(s) + 2OH-(aq) +
katode : Zn(s) + HgO(s)  ZnO(s) + Hg(s)
reaksi sel

b. Sel Sekunder merupakan jenis sel elektrokimia yang dapat diisi ulang (rechargeable),

meliputi baterai NIKAD, nikel metal hidrida (NiMH), litium, aki, dan sel bahan bakar.

1. Baterai Nikel-kadmium

Baterai nikel kadmium (NIKAD) merupakan baterai kering yang dapat diisi ulang

(Gambar 24). Terdiri dari anode kadmium dan NiO(OH) sebagai katode. NIKAD digunakan

pada kamera video, pemutar kaset portable, dan lainnya. Potensial yang dihasilkan sekitar

1,4 V dan konstan selama pemakaian karena produk padatan hasil reaksi melekat pada

permukaan elektrode. Reaksi redoks yang terjadi

anode : Cd(s) + 2OH-(aq)  Cd(OH)2(s) + 2e

katode : 2[NiO(OH)(s) + H2O(l) + e  Ni(OH)2(s) + OH-( aq)] +

reaksi sel : Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + H2O(l)  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

Walaupun baterai nikel kadmium memiliki densitas energi yang tinggi, penggunaannya

semakin menurun diakibatkan kadmium adalah logam berat yang beracun

19

Elektrokimia

sehingga dapat mencemari lingkungan, disamping telah berkembang jenis
baterai yang lain.

2. Baterai nikel metal hidrida (NiMH)

Baterai ini banyak digunakan sebagai sumber tenaga pada video

kamera, telepon seluler, bahkan kendaraan listrik. Potensialnya sekitar

1,4 V. Susunan dari baterai NiMH mirip dengan baterai NIKAD kecuali

anodenya yang merupakan paduan logam (seperti LaNi5 dan Mg2Ni) yang

mampu mengabsorbsi gas hidrogen. Gas hidrogen turut dilibatkan dalam

reaksi redoks reversibel. Untuk katode dalam baterai NiMH adalah

NiO(OH), dengan reaksi selengkapnya sebagai berikut.

anode : MH(s) + 2OH-(aq)  M(s) + H2O(l) + e

katode : NiO(OH)(s) + H2O(l) + e  Ni(OH)2(s) + OH-(aq)] +

Sumber: Truong, 2005 reaksi sel : MH(s) + 2NiO(OH)(s)  Ni(OH)2(s) + M(s)

Gambar 24. Baterai NIKAD

Keunggulan dari baterai NiMH dibandingkan NIKAD adalah mampu

menghasilkan energi 50% lebih banyak dengan volume yang sama, akan tetapi tidak dapat

disimpan dan kehilangan energi sekitar 5% perhari meskipun tidak digunakan, sehingga

perlu pengisian ulang secara berkala.

CHEM

Perhatikan beberapa kandungan baterai yang telah kita pelajari bersama. Sebagian baterai
mengandung logam berat (Hg dan Cd) yang dapat mencemari lingkungan. Bagaimana cara kita
memperlakukan baterai-baterai tersebut agar tidak menimbulkan pencemaran?

2. Baterai litium

Adalah baterai yang ringan dan menghasilkan potensial tinggi

sekitar 3,0 V. Litium memiliki Eo = -3,04 V lebih besar dibandingkan

dengan logam lain dan hanya memerlukan 6,94 gram litium untuk

menghasilkan 1 mol elektron. Secara luas pemakaiannya pada

telepon seluler, laptop, dan kamera. Baterai terdiri dari anode litium,

katodenya adalah TiS2 atau V6O13, dan elektrolit yang mengandung

garam litium (misalnya LiClO4) dalam pelarut organik. Reaksi yang Sumber: Chang, 1998
terjadi adalah Gambar 25. Skema Diagram

Baterai Litium

anode : Li(s)  Li+(aq) + e

katode : TiS2(s) + e  TiS2−(aq) +
reaksi sel
: Li(s) + TiS2(s)  Li+(aq) + TiS2−(aq)

Baterai litium memiliki umur yang lebih panjang daripada NiMH dan dapat dilihat dari

densitas dayanya yang tinggi (710 Wh/Kg dibanding 60-80 Wh/kg pada NiMH).

20

Elektrokimia

3. Sel aki (accu)

Aki adalah jenis baterai yang digunakan

untuk kendaraan bermotor. Alasan praktis

penggunaan aki adalah karena dapat menghasilkan

potensial yang besar dan dapat diisi ulang.

Aki terdiri dari beberapa sel yang disusun

secara seri dengan potensial setiap selnya

adalah 2 V. Terdapat beberapa jenis aki Sumber: McMurry & Fay, 2004
Gambar 26. Aki

dengan potensial 6 V, 12 V, 24 V, dan 32 V. Sel aki terdiri dari anode Pb dan katode PbO2

yang tidak larut dalam elektrolitnya, H2SO4. Reaki redoks yang terjadi ketika pemakaian aki

adalah

anode : Pb(s) + SO42−(aq)  PbSO4(s) + 2e

katode : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO24−(aq) + 2e  PbSO4(s) + H2O(l) +

reaksi sel : Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO24−(aq)  2PbSO4(s) + H2O(l)

Dari reaksi tampak bahwa SO24− mengendap sebagai PbSO4, sehingga dalam selang

waktu tertentu konsentrasi SO24− akan berkurang. Berkurangnya konsentrasi ion sulfat

selama pemakaian menyebabkan berkurangnya rapat jenis larutan asam sulfat (rapat jenis

H2SO4 yang diperlukan 1,25-1,3 g/mL). Jika kurang dari kondisi tersebut, aki perlu diisi

kembali. Keadaan rapat jenis aki dapat diukur dengan hidrometer.

Aki pada mobil akan secara otomatis diisi ulang oleh generator begitu mesin mulai

dihidupkan. Pengisian ulang dilakukan dengan melewatkan suatu arus dengan arah yang

berlawanan. Artinya arus listrik dimasukkan melalui katode. Dengan demikian, reaksi dapat

dibalik dan PbSO4 melarut kembali menjadi Pb dan PbO2 dengan menggunakan proses yang

dinamakan elektrolisis (akan dibahas pada bagian selanjutnya). Reaksi yang terjadi selama

pengisian aki adalah

anode : PbSO4(s) + 2e  Pb(s) + SO24−(aq)
katode : PbSO4(s) + H2O(l)  PbO2(s) + 4H+(aq) + SO24−(aq) + 2e +
reaksi sel : 2PbSO4(s) + H2O(l)  Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO24−(aq)

Jadi, secara singkat reaksi redoks yang terjadi dalam aki adalah

Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42−(aq) Pemakaian 2PbSO4(s) + H2O(l)
Pengisian

Penggunaan H2SO4 pada aki dirasa membahayakan karena sifat larutan tersebut
adalah korosif, terutama jika terjadi tumpahan atau kebocoran. Untuk mengatasinya telah
dikembangkan aki model baru anti tumpah dengan menghilangkan sistem pembuangan gas
(venting) pada aki lama. Aki model baru menggunakan anode Pb-Ca sehingga hanya sedikit
air yang terelektrolisis. Kita pun tidak perlu menambahkan “air aki” dari waktu ke waktu.

21

Elektrokimia

CHEM

Penambahan “air aki” dilakukan pada aki-aki model lama dengan anode Pb

dan katode PbO2. Selama pemakaian, air dalam aki berkurang akibat (1)

kemungkinan proses penguapan, dan (2) reaksi H2O membentuk O2 dan H2

akibat pengisian aki terlalu cepat, sehingga air terelektrolisis.

anode : 2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e +
katode : 4H+(aq) + 4e-  2H2(g)
reaksi sel : Gambar 27. “Air Aki”
2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)

Setiap aki, dilengkapi dengan sistem venting untuk pembuangan gas H2 dan O2 untuk mencegah

terjadinya ledakan.

4. Sel bahan bakar (fuel cell)

Minyak fosil sampai saat ini masih digunakan di Indonesia sebagai sumber energi

utama. Pengubahan minyak fosil menjadi sumber energi sangatlah tidak efesien. Misalnya

dalam pembakaran metana
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) + energi

Dari reaksi tersebut, hanya 40% saja yang dapat dimanfaatkan menjadi listrik

sekalipun menggunakan piranti pembakaran paling efesien. Karena reaksi pembakaran

adalah reaksi redoks, akan lebih baik jika dilangsungkan dengan menggunakan prinsip-

prinsip elektrokimia sehingga akan sangat meningkatkan efesiensi produksi daya listrik.

Tujuan ini dapat dicapai dengan menggunakan alat yang disebut sel bahan bakar (fuel cell).

Sel bahan bakar yang telah dikembangkan adalah sel bahan bakar hidrogen-oksigen

yang terdiri dari elektrode inert (seperti Pt) dan larutan KOH sebagai elektrolitnya. Seperti

halnya pada SHE, fungsi dari elektrode adalah sebagai penghantar listrik dan menyediakan

permukaan untuk gas-gas mengalami oksidasi/reduksi. Elektrode-elektrode dalam sel bahan

bakar dinamakan elektrokatalisis.

Gas hidrogen dan oksigen dihembuskan melalui kompartemen anode dan katode

dengan reaksi yang terlibat adalah sebagai berikut.

anode : 2H2(g) + 4OH-(aq)  4H2O(l) + 4e Eo = -(-0,83 V)
katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e  4OH-(aq) Eo = 0,40 V +

reaksi sel : 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) Eosel = 1,23 V

Potensial sel dari sel bahan bakar H2-O2 berharga positif yang menunjukkan bahwa reaksi

berlangsung secara spontan pada keadaan standard.

Tidak seperti pada baterai, sel bahan bakar tidak dapat menyimpan energi kimia. Sel

bahan bakar akan tetap beroperasi jika diberikan pasokan reaktan secara terus menerus dan

produknya harus dipindahkan secara konstan. Dari aspek tersebut, sel bahan bakar

menyerupai mesin, namun tidak bekerja seperti mesin kalor pada umumnya. Dengan

22

Elektrokimia

demikian, operasi sel bahan bakar tidak terkena kendala termodinamika seperti yang dialami
mesin kalor dalam hal konversi energi, dengan tingkat efesiensi mencapai 70%.

Sumber: Suchocki, 2007
Gambar 28. Bus dengan Fuel Cell

Sumber: Whitten, 1996
Gambar 29. Fuel Cell dalam Mesin

Sumber: Suchocki, 2007

Gambar 30. Fuel Cell

CHEM

Pernahkah kalian berpikir, bagaimana cara astronot yang berhari-hari berada di luar angkasa
memenuhi asupan airnya? Apakah dengan membawa galon air minum dari bumi? Coba bayangkan,
berapa galon air yang harus mereka bawa?

Kalian telah mempelajari sel bahan bakar bukan? Air
murni yang dihasilkan dari proses volta dari sel bahan
bakar dimanfaatkan oleh para astronot untuk dikonsumsi.

Sumber: Chang, 1998
Gambar 31. Sel Bahan Bakar

Keuntungan dari penggunaan sel bahan bakar yaitu efesiensi energi, bebas dari
polutan, meredam getaran, dan bising. Sementara kerugiannya adalah sel bahan bakar
berukuran besar dan terkendala biaya yang sangat mahal terkait dengan sistem pendingin dan
elektrokatalisis. Penerapan paling berhasil dari sel bahan bakar adalah dalam pesawat luar
angkasa. Perkembangan baru, sel bahan bakar mampu diterapkan pada mobil yang

23

Elektrokimia

dinamakan Hybrid Car. Oleh karena itu, mobil di masa depan dimungkinkan sudah tidak lagi
menggunakan bahan bakar konvensional sehingga diharapkan lebih ramah lingkungan dan
kerja mesin lebih optimal.

CHEM
Critical Thinking

Kalian telah mempelajari bahwa jika dua jenis logam yang berbeda potensial reduksinya yang dihubungkan
ke dalam suatu elektrolit, maka dapat menimbulkan arus listrik. Cobalah kalian masukkan sebatang paku dan
tembaga (dari kabel) ke dalam jeruk. Apakah yang terjadi jika keduanya dihubungkan dengan kawat
penghantar dan juga lampu? Apakah lampu dapat menyala?
Cobalah kalian menggantinya dengan logam atau elektrolit lain seperti air sabun, cuka, air ”keras”dan lain-
lain. Mungkinkah arus listrik yang dihasilkan dapat menyalakan radio kalian? Selamat berkreasi!

2. SEL ELEKTROLISIS
Berikut disajikan dua gambar, apakah kalian dapat menyebutkan persamaan dan

perbedaannya?

a b

Gambar 32. Sel Volta (a) dan Sel Elektrolisis (b) Sumber: Truong, 2005

Persamaan pada kedua gambar tersebut ialah memiliki perangkat elektrokimia yang
hampir sama. Keduanya memiliki 2 buah elektrode yang tercelup pada larutan ionnya,
adanya jembatan garam dan kawat penghubung. Perbedaan yang mencolok adalah adanya
sumber arus DC (searah) pada sistem b. Sumber arus DC ini digunakan untuk
melangsungkan reaksi redoks yang tidak spontan (arah aliran ion berlawanan dengan reaksi
redoks spontan). Maka, batang Zn yang mulanya bertindak sebagai anode, kini berubah
menjadi katode (kutub negatif). Begitu juga dengan batang Cu yang kini beralih menjadi
anode (kutub positif). Proses elektrokimia dapat terjadi karena adanya tambahan sumber
listrik dari “luar”, elektron pun bergerak dari batang Cu menuju batang Zn. Dengan
dihubungkan pada sebuah voltmeter akan diketahui besarnya beda potensial yang terjadi
pada sel elektrolisis.

Besarnya tambahan energi listrik yang diberikan adalah yang menjadi perhatian pada
sel elektrolisis ini. Misalkan, sel Volta pada Gambar 6 beda potensial yang terjadi sebesar
1,1 V, maka jika diberikan sumber arus DC dibawah 1,1 V reaksi elektrolisis masih belum
terjadi. Jika diberikan sumber arus DC tepat 1,1 V maka reaksi elektrokimia tidak akan

24

Elektrokimia

berlangsung karena tidak ada satu elektron pun yang mengalir. Hal ini disebabkan sumber

arus DC dan sel Volta tepat berlawanan arah. Pada praktiknya diperlukan voltase yang lebih

tinggi (lebih dari 1,1 V) akibat ketidakefesienan dalam proses elektrolitik dan overvoltase.

Selain dengan menggunakan dua sistem setengah sel

seperti Gambar 32, sel elektrolisis dapat berlangsung dengan

menggabungkan dua sistem setengah sel tersebut menjadi satu

sistem sel, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 33. Sistem

ini dinamakan sel elektrokimia tanpa hantaran (tanpa

jembatan garam). Jadi, perbedaan yang dapat diambil dari

uraian di atas adalah sebagai berikut.

Sumber: McMurry & Fay, 2004
Gambar 33. Sel Elektrokimia Tanpa Hantaran

Tabel 3. Perbedaan Sel Volta dan Elektrolisis

Sel Volta Sel Elektrolisis

Energi kimia diubah menjadi energi listrik Energi listrik diubah menjadi energi kimia

Reaksi redoks spontan Reaksi redoks tidak spontan

Katode + Katode -

Anode - Anode +

Untuk meningkatkan pemahaman kalian mengenai sel elektrolisis, amati dengan
seksama video percobaan elektrolisis yang tertera pada LKM III.

A. Reaksi-Reaksi Elektrolisis
Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis dapat berlangsung pada 3 sistem yang

berbeda.
1) sel dengan elektrolit lelehan,
2) sel dengan elektrolit larutan dan elektrode tidak reaktif (inert), dan
3) sel dengan elektrolit larutan dan elektrode aktif.

1). Sel dengan elektrolit lelehan

Elektrolit yang digunakan merupakan suatu

lelehan zat misalnya lelehan LiCl. Maka reaksi Li+

elektrokimia yang terjadi adalah Li(l)

anode : 2Cl-(l)  Cl2(g) + 2e Lelehan
LiCl
katode : 2Li+(aq) + 2e  2Li(s) +
Sumber: Brown et al, 2000
reaksi sel : 2Li+(l) +2Cl-(l)  2Li(s) + Cl2(g) Gambar 34. Elektrolisis Lelehan LiCl

2). Sel dengan elektrolit larutan dan elektrode

tidak reaktif (inert)

Ketika digunakan larutan, maka pada saat terjadi reaksi redoks dalam anode maupun

katode akan terjadi persaingan antara spesi zat terlarut dan pelarutnya. Lebih jelasnya,

perhatikan contoh berikut.

25

Elektrokimia

Reaksi elektrolisis larutan NaCl menggunakan elektrode Pt

Anode: Eo = -1,36 V
2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2e Eo = -1,23 V
2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e

Katode: Eo = -2,71 V
Na+(aq) + e  Na(s) Eo = -0,83 V
2H2O(l) + 2e  H2(g) + 2OH-(aq)

NaCl(aq)

Dari reaksi-reaksi diatas, kira-kira spesi manakah yang mengalami oksidasi/reduksi?

Cl2 H2 e
e OH- e
e
OH-
Cl-
H2O

Cl- H2O

Sumber: Chang, 1998
Gambar 35. Elektrolisis Larutan NaCl dengan Elektrode C

Spesi yang mudah teroksidasi/tereduksi adalah spesi yang memiliki potensial yang

lebih besar atau lebih positif, sehingga spesi yang tereduksi pada katode adalah pelarutnya

(H2O) yang ditandai dengan warna merah CHEM
ketika ditambahkan indikator PP. Pada anode,

ketentuan ini sedikit berbeda karena kedua Critical Thinking

spesi tersebut memiliki harga potensial yang Kalian dapat membuktikan fenomena
tidak terlalu jauh berbeda, tetapi menunjukkan tersebut (elektrolisis larutan NaCl) dengan
bahwa H2O cenderung untuk teroksidasi. merangkai sel elektrolisis larutan NaCl
(garam dapur). Sementara elektrode
Dari percobaan ternyata gas yang karbonnya dapat digunakan karbon dari
dibebaskan pada anode adalah Cl2 bukan O2! baterai bekas. Sumber DC yang dipakai
Dalam mengkaji proses elektrolitik, kita bisa menggunakan baterai dan indikatornya
terkadang menemukan fakta bahwa voltase yang bisa kalian buat dari bunga sepatu atau
kubis merah. Selamat mencoba…!

26

Elektrokimia

diperlukan dalam melangsungkan suatu reaksi lebih tinggi dari yang ditunjukkan oleh
potensial elektrode. Hal ini diakibatkan oleh overvoltase yang merupakan selisih antara
potensial elektrode dan voltase yang dibutuhkan untuk melakukan elektrolisis. Overvoltase
untuk O2 cukup tinggi. Jadi, pada kondisi normal gas Cl2 yang terbentuk.

3). Sel dengan elektrolit larutan dan elektrode aktif

CuSO4(aq)

Cu

Cu

Sumber: Chang, 1998
Gambar 36. Elektrolisis Larutan CuSO4 dengan Elektrode Cu

Pada elektrolisis yang menggunakan elektrolit larutan dan elektrode aktif, maka

elektrode aktif ini (anode) yang akan mengalami reaksi redoks (oksidasi) bersamaan dengan

elektrolitnya. Misalkan reaksi elektrolisis larutan CuSO4 menggunakan elektrode Cu.

Anode: Eo = -0,34 V
Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e Eo = -1,23 V
2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e

Katode: Eo = +0,34 V
Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) Eo = -0,83 V
2H2O(l) + 2e  H2(g) + 2OH-(aq)

Sesuai dengan ketentuan yang dijelaskan sebelumnya, maka reaksi yang terjadi adalah

anode : Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e Eo = -0,34 V

katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s) Eo = +0,34 V +

reaksi sel : Cu2+(aq) + Cu(s)  Cu(s) + Cu2+(aq)

27

Elektrokimia

CHEM

Aturan Penulisan Reaksi pada Sel Elektrolisis
Reaksi pada katode

1. Ion-ion logam golongan IA, IIA, Al3+, Mn2+, dan ion-ion logam yang memiliki Eo
lebih kecil dari -0,83 V tidak tereduksi, yang tereduksi adalah air.
2H2O(l) + 2e  H2(g) + 2OH-(aq)

2. Ion-ion logam yang mempunyai Eo lebih besar dari -0,83 V (Zn ke kanan dalam
deret Volta) direduksi menjadi logam yang diendapkan pada permukaan katode.
Ln+(aq) + ne  L(s)

3. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2).
2H+(aq) + 2e  H2(g)

4. Jika yang dielektrolisis adalah leburan, maka ion-ion golongan IA, IIA, Al3+, dan
Mn2+ dapat mengalami reaksi seperti pada reaksi (2).

Reaksi pada anode
1. Ion-ion seperti (NO3−, SO24−, CO23−, PO34−) tidak dapat teroksidasi, tetapi yang
teroksidasi adalah air.
2H2O(l)  4H+(aq) + O2(g) + 4e
2. Ion-ion golongan VIIA (X-) yaitu F-, Cl-, Br-, I- dioksidasi menjadi halogen (X2),
yaitu F2, Cl2, Br2, I2.
2X-(aq)  X2(g) + 2e
3. Ion OH- akan dioksidasi menjadi gas oksigen (O2).
4OH-(aq)  2H2O(l) + O2(g) + 4e
4. Bila elektrode yang dipakai tidak inert (selain C, Pt, dan Au), maka elektrode ini
akan mengalami oksidasi.
L(s)  Ln+(aq) + ne

B. Aspek Kuantitatif pada Elektrolisis
1). Hukum Faraday I

Aspek kuantitatif pada elektrolisis telah dipelajari secara mendalam terutama oleh
Michael Faraday. Ia mengemukakan bahwa massa zat yang diendapkan atau dibebaskan
pada elektrode (w) berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q).
Jumlah muatan listrik yang dipakai diperoleh dari aliran listrik yang besarnya tergantung dari
kuat arus (I) dan lamanya listrik yang mengalir dalam sirkuit (t). Jumlah muatan listrik dapat
dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.

Q=Ixt
dengan Q adalah muatan listrik (coulomb, C), I adalah kuat arus (ampere, A), dan t adalah
waktu (detik, s).

28

Elektrokimia

Seperti yang telah dijelaskan pada bagian kespontanan reaksi redoks, muatan listrik

untuk 1 elektron adalah sebesar 1,602 x 10-19 C. Jadi untuk 1 mol elektron mengandung

muatan listrik sebesar (6,02 x 1023 x 1,602 x 10-19 C) atau 96.500 C. Sebagai contoh pada

reaksi Zn2+(aq) + 2e  Zn(s). Untuk memperoleh 1 mol logam Zn, maka diperlukan muatan

listrik sebesar 2 x 96.500 C. Dengan demikian, muatan listrik yang dibutuhkan berbanding

lurus dengan mol elektron dan dirumuskan sebagai berikut.

Q = n x F ; n adalah jumlah mol elektron

CHEM Dengan menggunakan persamaan Q = I x t dan Q = n x
F, dapat ditentukan jumlah mol

elektron yang yang mengalir

Berapa Faraday yang dibutuhkan untuk mereduksi 80 dalam rangkaian ketika diberikan
arus dan waktu tertentu.
gram ion kalsium menjadi logam kalsium? (Ar Ca = 40) Selanjutnya, dapat ditentukan
jumlah mol produk yang terbentuk
Jawab: pada elektrode sel elektrolisis.
Ca2+(aq) + 2e-  Ca(s) Secara skematis, perhitungan
massa atau volume yang terbentuk
Mol Ca2+ = 80 dengan arus dan waktu tertentu
dapat dilihat pada skema 2.
40

= 2 mol Ca2+
Mol elektron = 2 x mol Ca2+

=2x2

= 4 mol elektron (1 mol elektron = 1 F)

Maka jumlah Faraday yang diperlukan adalah 4 F

Skema 2. Perhitungan Massa atau Volume Zat dengan Arus dan Waktu Tertentu

CHEM

Berapa gram tembaga yang mengendap pada katode dalam sel elektrolisis jika
arus listrik sebesar 2,00 A dialirkan pada larutan CuSO4 selama 20 menit?
Jawab:

Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)

Coulombs e- = (2,00 C/s)(1200 s) = 2.400 C

mol e- = (2.400 C)(1mol/96.480 C) = 0,025 mol e-

mol Cu = (0,025 mol e-)(1mol Cu/2mol e-) = 0,0125 mol Cu

Maka, massa Cu = (0,0125 mol Cu)(63,55 g/mol) = 0,79 g

29

Elektrokimia

Secara praktis, massa produk (w) yang terbentuk dalam sel elektrolisis dapat digunakan
rumus berikut.

Ixt

w = e x 96.500
CHEM

Arus sebesar 5 ampere dilewatkan dalam sel elektrolisis yang berisi larutan CuSO4

selama 965 detik. Berapakah massa Cu yang dapat dibebaskan jika Ar Cu = 63,5?

Jawab:

Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)

w = e x Ixt
96.500

= 63,5 x 5 x 965
2 96.500

= 1,59 gram

2). Hukum Faraday II

Faraday juga mengemukakan bahwa jika sejumlah listrik yang sama dialirkan ke

dalam 2 atau lebih sel elektrolisis yang tersusun secara seri, maka massa zat-zat yang

terbentuk sama dengan perbandingan massa ekivalennya (e = Ar/biloks). Jika terdapat 2

macam zat A dan B, maka

wA = eA

wB eB

CHEM

Sejumlah listrik tertentu dapat menghasilkan 10,8 gram perak pada elektrolisis larutan

AgNO3 dengan elektrode Ag. Jika sejumlah listrik yang sama digunakan untuk

mengelektrolisis larutan Fe2(SO4)3 dengan elektrode Fe, berapakah massa Fe yang

terbentuk?

Jawab:

wAg = eAg
wFe eFe

10,8 108ൗ1
wFe = 56ൗ3

Jadi, massa Fe yang diperoleh adalah 1,86 gram.

Coba kalian bandingkan massa Fe yang terbentuk dengan mengacu pada Skema 2.

30

Elektrokimia

C. Aplikasi Sel Elektrolisis Sumber: McMurry & Fay, 2004
Banyak sekali penerapan elektrolisis didalam Gambar 37. Pembuatan Cl2, H2, dan NaOH

kehidupan sehari-hari, diantaranya:
1). Pembuatan gas di laboratorium

Misalnya akan membuat gas Cl2 atau H2, maka
dapat dilakukan dengan cara mengelektrolisis larutan
NaCl. Disamping diperoleh gas-gas tersebut, juga
dihasilkan larutan NaOH dengan reaksinya sebagai
berikut.
2NaCl(aq) + 2H2O(l)  H2(g) + Cl2(g) + 2NaOH

2). Pembuatan logam-logam dan bahan kimia tertentu

Aluminium, magnesium, dan lain-lain merupakan logam-logam yang dapat diperoleh

secara murni melalui elektrolisis campuran atau larutannya. Dalam menghasilkan Al,

digunakan campuran Al2O3 dengan kriolit (Na3AlF6) dalam keadaan cair dan panas.

Senyawa Al2O3 dalam kriolit terion menjadi
Al2O3(l)  2Al3+(l) + 3O2-(l)

Reaksi yang terjadi:

anode : 3O2-(l)  3/2O2(g) + 6e

katode : 2Al3+ (l) + 6e  2Al(s) +

reaksi sel : 2Al3+(l) + 3O2-(l)  3/2O2(g) + 2Al(s)

Sementara untuk logam Mg, merupakan logam yang

banyak dipakai dalam industri karena mempunyai

kerapatan yang tinggi. Logam ini banyak terdapat

dalam air laut sebagai ion Mg2+, dan dapat dibuat dengan

Sumber: McMurry & Fay, 2004 mengelektrolisis lelehan senyawanya, misal MgCl2. Hasil
Gambar 38. Pemerolehan Al elektrolisis adalah Mg pada katode, dan gas Cl2 pada

anode:
MgCl2(l)  Mg(l) + Cl2(g)

3). Proses penyepuhan logam (electroplating)
Suatu katode dapat dilapisi oleh logam lain melalui elektrolisis yang disebut

penyepuhan logam. Bahan yang dilapisi dipasang sebagai katode dalam larutan ion logam
pelapis. Sebagai contoh sendok aluminium yang akan dilapisi nikel sehingga sendok lebih
awet dan penampilannya lebih menarik. Dalam hal ini, sendok dipasang sebagai katode dan
logam nikel sebagai anode dalam larutan nikel nitrat, Ni(NO3)2 seperti yang ditunjukkan
pada Gambar 39. Konsep ini dapat pula kalian pakai untuk melapisi perhiasan-perhiasan
kalian yang bukan emas sehingga seolah-olah menjadi perhiasan emas.

31

Elektrokimia

Keterangan

Gambar 39. Elektroplating

4). Proses pemurnian logam kotor

Logam yang diperoleh dari bijinya biasanya mengandung sejumlah logam pengotor

seperti seng, besi, perak, dan emas. Logam yang lebih elektropositif diambil dengan

elektrolisis. Logam tak murni bertindak sebagai anode dan tembaga murni sebagai katode

dalam larutan asam sulfat yang berisi ion Cu2+. Reaksinya adalah

Anode : Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e

Katode : Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)

Keterangan Sumber: McMurry & Fay, 2004
Gambar 40. Pemurnian Logam

Logam reaktif dalam anode, seperti besi dan seng, juga ikut teroksidasi pada anode
dan memasuki larutan sebagai ion Fe2+ dan Zn2+, namun keduanya tidak tereduksi pada
katode. Logam yang kurang elektropositif, seperti emas dan perak, tidak teroksidasi karena
memiliki potensial reduksi standard yang sangat positif. Pada akhirnya, sewaktu anode

32

Elektrokimia

tembaga melarut, logam-logam ini akan jatuh ke dasar sel. Jadi, hasil bersih dari proses
elektrolisis ini ialah transfer tembaga dari anode. Tembaga yang dibuat dengan cara ini
memiliki kemurnian lebih dari 99,5%. Pernahkah kalian berpikir bahwa cincin atau gelang
pemberian orang tuamu adalah perhiasan imitasi? Maka konsep elektrolisis ini dapat
digunakan untuk membuktikan hal tersebut.

CHEM

Tahukah kalian, jika tubuh kita juga merupakan suatu sistem elektrokimia? Adakah

diantara kalian yang memiliki amalgam gigi untuk giginya yang berlubang? Pernahkah kalian

merasa tersentak ketika menggigit kertas aluminium ataupun kemasan makanan ringan yang

bagian dalam dilapisasi oleh alumunium? Fenomena menarik ini dapat dijelaskan sebagai

berikut.

Amalgam gigi merupakan campuran dari beberapa logam seperti Ag2Hg3, Ag3Sn,

dan Sn8Hg, dengan masing-masing potensial reduksinya adalah

3Hg22+ + 4Ag + 6e  2Ag2Hg3 Eo = 0,85 V

Sn2+ + 3Ag + 2e  Ag3Sn Eo = -0,05 V

8Sn2+ + Hg + 16e  Sn8Hg Eo = -0,13 V

Ketika kemasan makanan tersebut tergigit dan menyentuh amalgam gigi, maka akan

terbentuk sel elektrokimia dengan Al sebagai anode dan amalgam sebagai katode, dan air

ludah sebagai elektrolitnya. Reaksi redoks yang terjadi

anode : 4 x [Al(s)  Al3+(aq) + 3e] Eo = 1,66 V

katode : 3 x [O2(g) + 4H+(aq) + 4e  2H2O(l)] Eo = 0,82 V +
reaksi sel : 4Al(s) + 3O2(g) + 12H+(aq)  4Al3+(aq) + 6H2O(l) Eosel = 2,48 V

Akibat dari sel elektrokimia yang

terbentuk, maka mulut terasa seperti tersengat

dan menimbulkan kesan yang kurang nyaman. Hal

ini juga berlaku ketika gigi emas nenekmu

bersentuhan dengan amalgam giginya, maka

secara otomatis akan terbentuk korosi

disekitar gigi yang berinteraksi tersebut.

Sumber: Chang, 1998
Gambar 41. Sel Elektrokimia pada Amalgam Gigi

33

Elektrokimia

DAFTAR PUSTAKA

Brown, T. L., Lemay, H. E., Bursten, B. E. 2000. Chemistry the Central Science. New Jersey:
Prentice Hall International

Budiasih, E., Widarti, H. R., & Munzil. 1999. Analisis Instrumentasi. Malang: Universitas
Negeri Malang

Chang, R. 1998. Chemistry, 6th Ed. Boston: WCB McGraw-Hill

Effendy. 2012. A-Level Chemistry For Senior High School Students Volume 3A. Malang:
Indonesian Academic Publishing

Garnett, P. J. & Treagust, D. F. 1992a. Conceptual Difficulties Experienced by Senior High
School Students of Electrochemistry: Electric Circuits and Oxidation-Reduction
Equations. Journal of Research in Science Teaching, 29 (2): 121-142

Garnett, P. J. & Treagust, D. F. 1992b. Conceptual Difficulties Experienced by Senior High
School Students of Electrochemistry: Electrochemical (Galvanic) and Electrolytic
Cells. Journal of Research in Science Teaching, 29: 1079–1099

Liu, H. C., Andre, T., & Greenbow T. 2008. The Impact of Learner’s Prior Knowledge on
Their Use of Chemistry Computer Simulations: A Case Study. J Sci Educ Technol,
17: 466–482

McMurry, J. & Fay, R. C. 2004. Chemistry, 4th Ed. Upper Saddle River: Prentice Hall

Özkaya, A. R., Üce, M., & Şahin, M. 2003. Prospective Teachers Conceptual Understanding
of Electrochemistry: Galvanic and Electrolytic Cells. The Royal Society of Chemistry,
7: 1-12

Sanger, M. J. & Greenbowe T. J. 1997. Common Student Misconceptions in Electrochemistry:
Galvanic, Electrolytic, and Concentration Cells. Journal of Research in Science
Teaching, 34 (4): 377-398

Suchocki, J. A. 2007. Conceptual Chemistry, 3rdEd. San Francisco: Pearson Benjamin
Cummings

Truong, J. 2005. Chemistry. William Lyon Mackenzie Collegiate Institute: McGraw-Hill
Ryerson

Whitten, K. W., Davis, R. E., & Peck, M. L. 1996. General Chemistry with Qualitative
Analysis, 5th Ed. Forth Worth: Saunders College Publishing

Wikipedia.org tahun 2012

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. L., & DeCoste, D. J. 2007. World of Chemistry. Boston:
Houghton Mifflin Company

34