Sel Volta : Pengertian, Rangkaian, Notasi, Potensial Elektrode, Contoh

Sel Volta : Pengertian, Rangkaian, Notasi, Potensial Elektrode, Contoh – Baterai sangat bermanfaat dalam kehidupan sehari-hari, diantaranya sebagai sumber energi jam tangan, remote, handphone, laptop. Tahukah anda bahwa baterai termasuk sel volta. Apakah itu sel volta? Berikut ini penjelasannya.

Pengertian Sel Volta

Sel volta adalah seperangkat sel yang akan mengubah energi potensial kimia menjadi energi listrik. Sel volta sering disebut dengan sel galvani dimana dalam sel tersebut terjadi reaksi redoks spontan yang menjadi sumber energi utama, dimana ada transfer elektron dari anode ke katode. Nah, transfer elektron inilah yang akan menghasilkan energi listrik.

Baterai merupakan salah satu contoh sel volta yang sering kita jumpai, sebagai sumber energi untuk berbagai peralatan listrik. Apakah energi baterai bisa habis?

Tentu saja bisa, karena potensial energi kimia (reaktan) seluruhnya telah berubah menjadi potensial energi listrik (produk).

Rangkaian Sel Volta

Reaksi Spontan

Ketika logam Zn dimasukkan kedalam larutan CuSO4 maka logam Zn akan teroksidasi menghasilkan Zn2+, sedangkan ion Cu2+ akan tereduksi menghasilkan endapan Cu.

reaksi spontan

Reaksinya : Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

Catatan : larutan CuSO4 akan terionisasi menghasilkan ion Cu2+ dan ion SO42-, tetapi ion SO42- tidak terlibat dalam reaksi redoks dia hanya sebagai ion penonton saja.

Ketika reaksi redoks terjadi, elektron akan berpindah dari satu spesi ke spesi yang lain yaitu dari logam Zn ke ion Cu2+ dalam larutan. Maka reaksi tersebut adalah reaksi spontan dan melepaskan energi, tetapi energi tersebut langsung hilang berubah menjadi energi panas.

Agar energi dari reaksi spontan tadi tidak hilang, maka di buatlah 2 tempat terpisah untuk reaksi oksidasi dan reduksi. Untuk menghubungkan kedua tempat tadi diperlukan kawat penghantar sebagai media transfer elektron dari anode menuju katode. Peralatan percobaan untuk menghasilkan energi listrik ditemukan pertama oleh ilmuwan italia Luigi galvani
dan Alessandro Volta makanya disebut dengan rangkaian sel volta atau sel galvani.

Untuk membuat rangkaian sel volta maka diperlukan :

  1. Elektrode : tempat terjadinya reaksi oksidasi dan reduksi.
    • Elektrode pada sel volta terdiri dari anode (kutub negatif) dan katode (kutub positif).
      • Anode : tempat terjadinya oksidasi.
        • Contoh : logam Zn.
      • Katode : tempat terjadinya reduksi.
        • Contoh : logam Cu.
    • Catatan :
    • Karena logam Zn lebih kiri di banding logam Cu dalam deret volta, maka Zn mengalami oksidasi sehingga Zn bertindak sebagai anode. Anode akan melepaskan elektron yang bermuatan negatif, makanya kutub anode dalam sel volta berkutub negatif.
  2. Zat elektrolit : zat yang dapat menghantarkan listrik.
    • Contoh : larutan ZnSO4, larutan CuSO4.
  3. Kawat penghantar : kawat konduktor yang menghubungkan kutub anode dan kutub katode.
  4. Jembatan garam : Pipa U yang didalamnya berisi gel/agar-agar cair yang dapat dilalui ion-ion dalam sel. Berfungsi untuk menetralkan kelebihan muatan positif di anode dan kelebihan muatan negatif di katode.
    • Jembatan garam juga membentuk sistem sel tertutup, agar elektron dapat mengalir dalam sel.
    • Contoh : gel NaNO3, KNO3, NaCl
rangkaian sel volta

Baca Juga : Konsep Redoks (Reduksi dan Oksidasi)

Deret Volta

Susunan logam atau ion berdasarkan nilai potensial elektrode disebut dengan deret volta.

Li–K–Ba–Sr–Ca–Na–Mg–Al–Mn–(H2O)–Zn–Cr–Fe–Cd–Co–Ni–Sn–Pb–(H)–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

  • Makin ke kiri : Eo makin kecil, mudah dioksidasi, reduktor makin kuat, logam makin reaktif.
  • Makin ke kanan : Eo makin besar, mudah direduksi, oksidator makin kuat, logam kurang reaktif.

Kegunaan Deret Volta

  1. Untuk menetukan sifat oksidator dan reduktor
    • Semakin kecil nilai E°, maka sifat reduktor semakin kuat dan sifat oksidator semakin lemah.
  2. Menentukan logam mana yang dapat bereaksi dengan H2O menghasilkan gas H2.
    • Logam yang memiliki E° lebih kecil dari E° H2O maka dapat bereaksi
    • Logam yang memiliki E° lebih besar dari E° H2O maka tidak dapat bereaksi
      • Contoh :
    • 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) (dapat bereaksi karena E° Na < E° H2O)
    • Pb (s) + H2O (l) (tidak dapat bereaksi karena E° Pb > E° H2O)
  3. Menentukan logam mana yang dapat bereaksi dengan asam encer (H+) menghasilkan gas H2.
    • Logam yang memiliki E° lebih kecil dari E° H maka dapat bereaksi
    • Logam yang memiliki E° lebih besar dari E° H maka tidak dapat bereaksi
      • Contoh :
    • Ca (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2 (g) (dapat bereaksi karena E° Ca < E° H) .
    • Cu (s) + H2O (l) (tidak dapat bereaksi karena E° Cu > E° H).
  4. Menentukan reaksi redoks spontan atau tidak spontan.
    • Kalau harga E°sel bernilai + : terjadi reaksi redoks spontan/berlangsung.
    • Kalau harga E°sel bernilai – : terjadi reaksi redoks tidak spontan/tidak berlangsung.

Cara Kerja Sel Volta

  • Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn2+ yang larut dalam larutan menurut reaksi : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e, sehingga logam Zn bertindak sebagai anode karena mengalami oksidasi.
  • Elektron akan mengalir lewat kawat penghantar dari elektrode Zn (anode) menuju elektode Cu (katode), sehingga ion-ion Cu2+ yang ada dalam larutan akan tereduksi menjadi logam Cu yang menempel pada elektrode Cu.
  • Elektrode Cu menjadi tempat reduksi, maka elektrode Cu bertindak sebagai katode. Dimana reaksi yang terjadi pada elektrode Cu adalah : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s)
  • Logam Zn mengalami pengurangan massa, sedangkan logam Cu mengalami pertambahan massa.
  • Larutan ZnSO4 mengalami penambahan ion Zn2+, sehingga kelebihan muatan positif, sedangkan dalam larutan CuSO4 akan kelebihan muatan negatif karena adanya pengurangan ion Cu2+ yang mengendap di katode.
  • Untuk menetralkan kelebihan muatan positif (Zn2+) di anode dan kelebihan muatan negatif (SO42-) di katode maka diperlukan jembatan garam. Ion SO42- akan berpindah dari katode menuju anode melalui jembatan garam ini dan akan mengakibatkan warna larutan ZnSO4 menjadi lebih pekat dan warna larutan CuSO4 menjadi memudar.
  • Reaksi keseluruhan adalah :
    • A(-) : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e
    • K(+) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s)
    • Reaksi sel : Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
    • Reaksi molekul : Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Notasi Sel Volta

Cara singkat untuk menuliskan rangkaian sel volta disebut dengan diagram sel. Untuk reaksi sel volta pada gambar diatas dapat dituliskan sebagai berikut :

notasi sel volta

Cara Penulisan Notasi Sel Volta

  1. Reaksi setengah sel dianode ditulis disebelah kiri dan reaksi setengah sel di katode di tulis disebelah kanan.
  2. Garis tunggal vertikal (|) di buat untuk memisahkan zat yang beda fase.
  3. Garis ganda vertikal (||) di buat untuk memisahkan reaksi antara anode dan katode, garis tersebut juga dapat diartikan sebagai jembatan garam.
  4. Tanda koma (,) di buat untuk memisahkan zat yang memiliki fase sama.
    • Contoh : Pt|Cr2O72–, Cr3+, H+|| Br |Br2|Pt
    • ion Cr2O72-, Cr3+, H+ memiliki fase yang sama dalam larutan yaitu aq (aqueous = larutan encer).
  5. Konsentrasi zat terlarut dapat dituliskan dalam notasi apabila sel tidak dilakukan pada suhu standar (1 M, 25 oC, 1 atm)
    • Contoh : Zn | Zn2+ (0,01 M) || Ag+ (0,02 M) | Ag

Baca Juga : Penyetaraan Reaksi Redoks

Potensial Elektrode

  • Apabila logam Zn dimasukkan ke dalam larutan ZnSO4 maka logam Zn tadi akan teroksidasi menjadi Zn2+.
    • Reaksi : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e
  • Elektron tersebut tidak larut dalam air, sehingga akan tetap menempel pada logam Zn. Akibatnya akan terbentuk medan listrik antara permukaan logam dengan larutan. Ion Zn2+ dalam larutan akan bertabrakan dengan elektron.
    • Reaksi : Zn2+ (aq) + 2 e → Zn (s)
  • Akan terjadi kesetimbangan antara pelepasan elektron dengan tumbukan elektron.

Perbedaan potensial antara logam (bermuatan negatif) dengan kation logamnya yang berada dalam larutan (ion positif) pada saat kesetimbangan disebut dengan potensial elektrode. Eksperimen untuk mengukur potensial elektrode ini sangat sulit, makanya diperlukan potensial elektrode standard.

Potensial Elektrode Standar

Elektrode hidrogen yang dibuat dengan mengalirkan gas hidrogen ke dalam larutan asam (mengandung ion H+) dengan konsentrasi 1 M, pada suhu 25 oC tekanan 1 atm yang dihubungkan dengan logam Pt disebut dengan elektrode standar. Dalam bahasa inggris disebut dengan SHE (Standard Hydrogen Electrode).

potensial elektrode standar
  • Elektrode hidrogen dapat bertindak sebagai katode atau anode apabila di hubungkan dengan logam lain pada suatu sel.
    • Reaksi kalau sebagai anode : H2 (g) → 2 H+ (aq) + 2e
    • Reaksi kalau sebagai katode : 2 H+ (aq) + 2 e → H2 (g)
  • Nilai potensial elektrode hidrogen = 0
  • Selisih beda potensial suatu elektrode dengan elektrode hidrogen pada keadaan standar disebut dengan potensial elektrode standar.

Tabel Potensial Elektrode Standar

Dibawah ini adalah tabel potensial elektrode standar dari beberapa elektrode

tabel potensial elektrode standar
  • Potensial elektrode positif : potensial elektrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan elektrode hidrogen.
  • Potensial elektrode negatif : potensial elektrode yang lebih sukar mengalami reduksi dibandingkan elektrode hidrogen.

Potensial Sel (E sel)

Setiap zat yang mengalami oksidasi atau reduksi akan menghasilkan tegangan listrik yang disebut dengan potensial listrik. Ketika ada 2 buah zat yang memiliki beda potensial di buat rangkaian sel, maka selisih potensial 2 zat tersebut dinamakan dengan potensial sel (E sel) atau dalam ilmu fisika disebut gaya gerak listrik (ggl) atau dalam bahasa inggris disebut electromotive force (emf).

Potensial Sel Standar ( E°sel )

Potensial sel sangat dipengaruhi oleh adanya suhu (T) dan konsentrasi larutan (M). Potensial sel yang diukur pada keadaan standar (suhu 25 oC, tekanan udara 1 atm, dan konsentrasi larutan 1 M) disebut dengan potensial sel standar (E°sel).

Rumus Potensial Sel Standar

E°sel = E°reduksi – E°oksidasi

Baca Juga : Korosi : Pengertian, Faktor, Proses, Pencegahan

Contoh Sel Volta Dalam Kehidupan Sehari-hari

Baterai

Baterai dibagi menjadi 2 yaitu baterai primer dan baterai sekunder.

Baterai Primer

Baterai yang tidak dapat di charge ulang, diantaranya adalah :

1. Baterai Kering (Sel Leclanche)

Anodenya adalah logam Zn, katodenya adalah C (karbon) yang dicelupkan pasta yang terbuat dari campuran salmiak (NH4Cl), ZnCl2, batu kawi (MnO2) dan sedikit air.

Anode : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e
Katode : 2 MnO2 (s) + 2 NH4+ (aq) + 2e → Mn2O3 (s) + 2 NH3 (g) + H2O (l)

Reaksi Sel : Zn(s) + 2 NH4+(aq) + 2 MnO2(s) → Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)

2. Baterai Alkalin

Anodanya adalah Zn dan katodenya adalah karbon. Perbedaan baterai alkalin dengan baterai biasa adalah pada penggunaaan NH4Cl saja, dimana dalam baterai alkalin NH4Cl diganti dengan NaOH atau KOH. Sehingga baterai alkalin lebih awet dibandingkan dengan baterai biasa.

Anode : Zn (s) + 2 OH (aq) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e
Katode : 2 MnO2 (s) + H2O (l) + 2e → Mn2O3 (s) + 2 OH (aq)

Reaksi Sel : Zn (s) + 2 MnO2 (s) → ZnO (s) + Mn2O3 (s)

3. Baterai Merkuri

Anodenya adalah Zink-Merkuri dan katodenya adalah HgO dan C (pasta), sedangkan elektrolitnya adalah ZnO dalam KOH.
Ukuran baterai ini lebih kecil dari baterai biasa, biasa digunakan untuk baterai jam tangan, kalkulator.

Anode : Zn (s) + 2 OH (aq) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e
Katode : HgO (s) + H2O (l) + 2e → Hg (l) + 2 OH (aq)

Reaksi Sel : Zn (s) + HgO (s) → ZnO (s) + Hg (l)

Baterai Sekunder

Baterai yang dapat di charge ulang, yang termasuk baterai ini adalah :

1. Baterai Nikel-Kadmium

Anodenya adalah Cd dan katodenya adalah Ni, baterai ini menghasilkan tegangan sebesar 1,2 volt.


Anode : Cd (s) + 2 OH (aq) → Cd(OH)2 (s) + 2e
Katode : NiO2 (s) + 2 H2O (l) + 2e → Ni(OH)2 (s) + 2 OH (aq)

Reaksi sel : Cd (s) + NiO (s) + 2 H2O (l) → Cd(OH)2 (s) + Ni(OH)2 (s)

2. Baterai Litium

Anodanya adalah logam Li dan katodenya adalah oksida logam yang dicampur dengan ion Li+, sedangkan elektrolitnya adalah garam litium seperti LiClO4.

Anode : Li (s) → Li+ (aq) + e
Katode : MnO2 (s) + Li+ (aq) + e → LiMnO2 (s)

Reaksi sel : Li (s) + MnO2 (s) → LiMnO2 (s)

3. Baterai Ion Litium

Anodenya adalah Litium-Karbon, sedangkan katodenya adalah osida lgam litium (LiCoO2, LiMn2O4). Baterai ini banyak digunakan untuk kamera, HP, dan laptop.

Anode : LixC6 (s) → x Li+ (aq) + C6 (s) + x e-
Katode : Li1-xMn2O4 (s) + x Li+ (aq) + x e- → LiMn2O4 (s) + OH (aq)

Reaksi sel : LixC6 (s) + Li1-xMn2O4 (s) → LiMn2O4 (s) + C6 (s)

Aki

Sel aki terdiri atas anode Pb dan katode PbO2, keduanya merupakan zat padat yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H2SO4).

Reaksi Pengosongan Aki

Anode : Pb (s) + HSO4 (aq) → PbSO4 (aq) + H+ (aq) + 2e
Katode : PbO2 (s) + HSO4 (aq) + 3 H+ (aq) + 3e → PbSO4 (aq) + 2 H2O (l)

Reaksi Sel : Pb (s) + PbO2 (s) + 2 HSO4 (aq) + 2 H+ (aq) → 2 PbSO4 (aq) + 2 H2O (l)

Reaksi Pengisian Aki

Katode : PbSO4 (aq) + H+ (aq) + 2e → Pb (s) + HSO4 (aq)
Anode : PbSO4 (aq) + 2 H2O (l) → PbO2 (s) + HSO4 (aq) + 3 H+ (aq) + 2e

Reaksi Sel : 2 PbSO4 (aq) + 2 H2O (l) → Pb (s) + PbO2 (s) + 2 HSO4 (aq) + 2 H+ (aq)

Baca Juga : Logam Alkali (Golongan IA)

You may also like...

Tinggalkan Balasan

Alamat email Anda tidak akan dipublikasikan. Ruas yang wajib ditandai *