Sel Volta atau Deret Elektrokimia atau Sel Galvani (Bagian kedua)

B. SEL GALVANI
Sebuah sel galvani terdiri dari dua setengah sel, masing-masing terdiri dari sebuah elektrode dan sebuah elektrolit. Kedua elektrolit dihubungkan dengan suatu jembatan garam. Jika elektrode dihubungkan dengan kawat, elektron akan mengalir menurut arah yang ditunjukkkan. Gerak elektron dalam kawat menunjukkan bahwa suatu arus listrik mengalir. Secara listrik, arah aliran elektron bergantung pada tanda selisih potensial antara elektrode, elektron akan mengalir dari elektrode negatif lewat kawat ke elektrode positif. Ciri khas dar sel galvani adalah energi bebas yang diubah menjadi energi listrik. Jika pada sel elektrokimia perubahan reaksi terjadi karena potensial elekrik yang timbul mendorong reksi kimia tidak spontan menggantikan potensial elektrik yang melintasi elektrode maka pada sel galvani yang terjadi kebalikannya. Pada sel galvani, aliran elekron di proodksi sebagai hasil dari reaksi spontan oksidasi-reduksi.
C. NOTASI SEL
Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode ( yang mengalami reduksi), dan bagian kiri menyatakan anode ( yangmengalami oksidasi ). Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan oleh II sedangkan batas fasa dinyatakan I .
Contoh :
Tuliskan notasi sel untuk reaksi
Cu2+ +Zn => Cu + Zn 2+
Maka notasi selnya : Zn I Zn 2+ II Cu2+ I Cu

SEL ELEKTROLISIS
Kita telah mengetahui bahwa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik. Hantaran listrik melalui larutan disertai suatu reaksi disebut elekrolisis. Reaksi elektrolisis tergolong reaksi redoks tidak spontan. Reaksi itu dapat berlangsung karena pengaruh energi listrik. Jadi, pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia.
Elektron (listrik) memasuki larutan melaui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Smentara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi, sama seperti sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode bermutan positif, sedangkan anode bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan positif

Gambar Sel Elektrolisis

A. Bagan Reaksi-Reaksi elektrolisis

Reaksi Pada Katode Reaksi pada Anode
- Ion logam aktif (golongan IA, IIA, Al, dan Mn) yang tereduksi adalah air.
2H2O + 2e 2OH- + H2
- Kation lainnya yang tereduksi adalah kation itu sendiri
Lx+ (aq) + Ne L (s)
- Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2).
2H+ + 2e H2
- Jika yang dielektrolisis adalah leburan (cairan) elektrolit tanpa air, maka akan diperoleh logam endapan pada permukaan katode (reaksi pada point 2).
- Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum, misalnya SO42- atau NO3- yang teroksidasi adalah air.
2H2O 4H+ + 4e + O2
- Ion-ion halida (X-),dioksidasi menjadi halogen (X2).
2X- X2 + 2e
- Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)
- 4OH- 2H2O + 4e + O2
- Pada proses penyepuhan dan pemurnian logam, maka yang dipakai sebagai anode adalah suatu logam (buka Pt, C, Au), sehingga anode (logam) mengalami oksidasi dan larut

B. Reaksi Pada Leburan Dan Larutan
1. Reaksi pada Leburan Plumbun (II) Bromida
2. Reaksi Pada Larutan KI dengan Elektrode Grafit (C)
Pada elektrolisis larutan KI terbentuk gas hidrogen di katode dan iodin di anode; larutan disekitar katode bersifat basa. Hasil-hasil itu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan KI terdapat tiga jenis spesi, yaitu ion K=, ion I-, dan molekul air. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode adalah reduksi ion K+ atau reduksi air.
K+(aq) + e K(s) Eo = -2,92 V
2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2(g) Eo = -0,83 V
Oleh karena potensial reduksi air lebih besar maka reduksi air lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah oksidasi ion I- atau oksidasi air.
2I-(aq) I2(s) + 2e Eo = -0,54 V
2H2O(l) 4H+(aq) + O2(g) + 4e Eo = -1,23 V
Oleh karena potensial oksidasi ion I- lebih besar maka oksidasi ion I- lebih mudah berlangsung. Jadi pada eleketrolisis larutan KI terjadi reaksi yang menghasilkan H2, OH-, dan I2 sesuai pengamatan.
KI (aq) K+(aq) + I-(aq)
Katode : 2H2O(l) + 2e 2OH-(aq) + H2(g)
Anode : 2I-(aq) I2(s) + 2e

2H2O(l) + 2I-(aq) 2OH-(aq) + H2(g) + I2(s)
Reaksi rumus : 2H2O(l) + 2KI(aq) 2KOH(aq) + H2(g) + I2(s)
C. Kegunaan Sel Elektrolisis
1. Melalui proses elektrolisis, kita dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen-halogen, gas hidrogen, dan gas oksigen.
Sebagai contoh marilah kita tinjau hasil-hasil elektrolisis larutan NaCl
2NaCl (aq) 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)
2H2O (l) + 2e 2OH- (aq) + H2 (g)
2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e
2NaCl (aq) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) + Cl2 (g)
Gas H2 terbentuk di katode, gas Cl2 terbentuk di anode, dan pada larutan sisa kita peroleh NaOH.
2. Melalui proses elektrolisis, kita dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan. Ion logam diendapkan sebagai logamnya pada kaode. Dengan menghitung pertambahan berat katode, kita dapat menentukan konsntrasi ion logam dalam larutan semula.
3. Salah satu proses elektrolisis yang populer adalah penyepuhan (electroplating), yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain. Contoh proses penyepuhan sendok aluminium oleh perak.
4. Proses elektolisis juga dipakai pada pemurnian suatu logam, misalnya tembaga. Untuk membuat kabel-kabel listrik diperlukan logam tembaga yang betul-betul murni, sebab pengotoran sekecil apapun dapat mengurangi konduktivitas kabel tersebut.

TEORI ION FARADAY
Seorang ahli sains (Michael Faraday) (1791 - 1867) membuat kajian terhadap elektrolisis bahan lebur dan larutan elektrolit pada tahun 1834. beliau menyatakan bahawa :
1. Arus elektrik di dalam leburan atau larutan elektrolit dibawa oleh atom bercas.
2. Atom bercas itu dikenali sebagai ion,
3. Ion-ion membawa cas negatif atau positif.
4. Ion-ion positif akan tertarik kepada katod, manakala ion-ion negatif tertarik kepada anode apabila arus listrik mengalir.

Michael Faraday