sel volta

1.      SEL VOLTA
Definisi sel volta

            Sel volta merupakan suatu perangkat yang mengubah energi suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik. Conth penggunaan baterai dan aki.
Sel volta atau sel galvani
Alessandro Volta (1745-1827) menemukan bahwa suatu reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik. Penemuan ini bermula ketika ahli anatomi italia, Luigi galvani ( 1737 – 1798 ) mengamati bahwa kodok yang dibedahnya bergetar krtika dua logam yang berbeda ditusukkan kedalamnya dan saling dihubungkan. Awalnya, Galvani menduga bahwa getaran ini ditimbulkan oleh listrik yang berasal dari tubuh binatang tersebut. Namun hipotesis ini tertolak ketika volta mengulangi eksperimen yang sama pada saat cuaca cerah ( sehingga tidak ada petir ) ternyata ia memperoleh hasil yang sama, volta menarik kesimpulan bahwa arus listrik timbuk dari kedua logam tersebut. Pada tahun 1799 ( ketika ia bekerja di Universitas Pavia ) volta berhasil merancang alat yangmengubah energi kimia menjadi energi listrik yang di sebut sel volta.
Proses Sel Volta
            Dalam suatu sel volta selalu terdapat dua elektrode yaitu katode ( Kutub Positif ) dan anode ( Kutub Negatif)
Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta tersebut sebagai berikut :
Reaksi oksidasi (anode) : Reaksi oksidasi ( anode ) : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
+Reaksi reduksi ( katode ): Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)
Reaksi Sel : Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
 Penulisan reaksi sel tersebut dapat disederhanakan dalam bentuk lambang sel tersebut Zn (s)│Zn2+ (aq)║Cu2+ (aq)│Cu (s)
Reaksi oksidasi diruas kiri (anode) dan reaksi dan reaksi redoksi di ruas kanan (katode) keduanya dipisahkan oleh jembatan garam (tanda║) berfungsi menyeimbangkan muatan pada setiap larutan.
Perhitungan Potensial Sel
            Potensial sel merupakan selisih potensial listrik antara elektrode yang mendorong elektron mengalir yang di sebabkan perbedaan rapatan muatan antara elektrode elektrode.
            Potensial elektrode merupakan potensial sel yang dihasilkan oleh suatu elektrode dengan elektrode hidrogen. Oleh karena itu, potensial atom hidrogen disebut juga potensial elektrode standar.
2H+ (IM) + 2e- → H2 (g); Eo = O volt
Setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami oksidasi ), potensial reduksi unsur tersebut di beri tanda positif.
Contoh : Co2+ (aq) + 2e- → (ucs); Eo = O volt
Adapun unsur yang mengalami reaksi oksidasi dengan hidrogen ( hidrogen mengalami redoksi ) potensial redoksi unsur tersebut diberi tanda positif
Contoh : Ni2+ (aq) + 2e- → Ni (s); Fo = - 0,25 volt
Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan volmeter atau potensial meter dan juga dapat dihitung berdasarkan data potensial (katode) dan potensial elektrode negatif (anode)
Esel = Eoreduksi - Eooksidasi Esel = Eokatode - Eoanode
Berlangsungnya suatu reaksi redols
Suatu reaksi dapat berlangsung jika ada perbedaan potensial positif antara kedua setengah reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi redoks dapat berjalan spontan apabila Eosel > O (+). Kespontanan reaksi juga dapat ditentukan dengan melihat posisi logam pada deret volta. Deret volta merupakan urutan unsur-unsur yang di susun berdasarkan data potensial reduksi. Reduksi
Li K Ba Ca Na Mg Ac Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H)
Cu Hg Ag Pt Au
Reaksi pendesakan logam dapat dituliskan sebagai berikut
L(s) + M+ (aq) → L+ (aq) + M(s)
Kegunaan sel utama dalam kehidupan sehari-hari

SEL ELEKTROLISIS
Definisi
            Rangkaian alat yang menunjukkan kimia akibat dialirkannya arus listrik
Ilmuan yang Menemukan Metode Elektrode
Seorang ilmuwan yang bernama Sir Humphry davy yang menemukan tentang metide elektrolisis kemudian dikembangkan oleh seorang ilmuwan yang berasal dari inggris yaitu Michael Faraday, dimana ia mengalirkan arus listrik kedalam larutan elektrolit dan ternyata larutan tersebut mengalami reaksi kimia. Electrode pada sel elektro elektrolisis berbeda berbeda dengan electrode sel volta dimana katode merupakan kutub negative dan anode merupakan kutub positif
Reaksi Elektrolisis
            Kalian (ion positif) dari larutan elektrolit tertarik kekatode yang kemudian mengalami readuksi dan atom menjadi netral. Anion (ion negatif) tertarik ke anode dan teroksidasi menjadi atom netral.
            Berdasarkan potensial electrode standartnya, maka digunakan untuk menamakan reaksi di katode dan anode pada sel eletrolisis yaitu :
Reaksi pada katode (reduksi terhadap kation)
Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al3+, Mn dan ion-ion logam yang memiliki Fo < - 0,83 volt tidak direduksi terjadi pada pelarut air
2H2O(e) + 2e- → 2OH- (aq + H2(q))
Ion-ion logam yang memiliki Eo> 0,83 volt di reduksi menjadi logam
Ln+(aq) + ne-→L(s)
Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hydrogen (H2)
2H+(aq) +2e- → H2(q)
Elektrolisis leburan (cairan) elektrolit tanpa, ion-ion logam pada urutan (1) diatas mengalami reaksi :
Ln+(aq) + ne → L(s)
Reaksi pada anode (oksidasi terhadap) anion
Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum (SO42- dan NO3-) tidak dapat dioksidasi pada pelarut (air) terbentuk O2.
2H2O(e) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-
Ion-ion halide ( x- ) dioksidasi mengadi gas halogen (X2)
2x-(aq) → x(2(g) + 2e-
Ion OH-(basah) dioksidasi mengadi gas oksigen (O2)
4OH-(aq) →2H2O(e) + O2(g) + 4e-
Proses penyembuhan & pemurnian logam dipakai suatu logam (sebagai anode) sehingga mengalami oksidasi menjadi ion yang larut.
L(s) → Ln+(aq) + ne-
            Macam-macam electrode yang digunakan pada elektosis yaitu :
Elektrode enert yaitu electrode yang tidak dapat bereaksi (pt,C,Au)
Electrode tidak inert yaitu electrode yang dapat beraksi (Cu dan ag), dimana yang teroksidasi pada anode :
L(s) → Ln+ (aq) + ne-
Hukum Faraday
Hukum I Faraday
            Michael Faraday menemukan tentang hubungan antara arus listrik dan zat yang dihasilkan melalui Hukum Faraday I yang menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan atau di larutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa molar zat tersebut.
Rumus Faraday I
w=Ar nx i x tf atau w=Mr n x i x tf
Keterangan :
W : massa zat yang dihasilkan (g)
I : kuat arus listrik (ampere)
T : waktu (sekon)
F : tetapan Faraday, if : 96.500 coolomb
Hukum II Faraday
Setiap larutan mendapatkan arus listrik yang sama sehingga dari setiap larutan akan dihasilkan massa zat yang ekuivalen (brek) sama
i x t F = w x nar konstan
Rums Faraday II
w1x n1 Ar1 =w2 x n2Ar2