Sel Volta

2.1 SEJARAH PENEMUAN SEL LISTRIK

Dalam dunia listrik banyak sekali penemu-penemu yang telah berpartisipasi. Berikut merupakan orang yang pertama kali menemukan manfaat listrik dalam kehidupan sehari.

1.      Luigi Galvani

Pada tahun 1780-an ahli anatomi Itali, Luigi Galvani, secara tak sengaja melihat kaki kodok yang sudah mati bisa terkejut saat pisau bedahnya menyentuh saraf kaki kodok, ia berpendapat bahwa efek ini berkaitan dengan sifat-sifat syaraf.

2.      Alessandro Volta

Alessandro Volta lahir di Como, Italia pada 1745. Pada 1774, ia diangkat sebagai profesor fisika di Royal School di Como. Sementara di Royal School, Alessandro Volta dirancang penemuan pertamanya yang Electrophorus pada tahun 1774, sebuah alat yang menghasilkan listrik statis. Tahun 1800, Alessandro Volta dari Italia membangun tumpukan volta dan menemukan metode praktis pertama dari pembangkit listrik. Count Volta juga membuat penemuan-penemuan di elektrostatika, meteorologi, dan pneumatik. Penemuan yang paling terkenal, bagaimanapun, adalah baterai pertama. Dibangun dari cakram bolak seng dan tembaga, dengan potongan karton direndam dalam air garam antara logam, tumpukan volta dihasilkan arus listrik. Melakukan busur logam digunakan untuk membawa listrik dari jarak yang lebih jauh. Alessandro Volta's volta tumpukan pertama adalah baterai yang menghasilkan yang handal, stabil arus listrik.

Salah satu dari Alessandro Volta kontemporer adalah Luigi Galvani, pada kenyataannya, itu Volta tidak setuju dengan teori Galvani galvanik tanggapan (jaringan hewan mengandung bentuk listrik) yang menyebabkan Volta untuk membangun tumpukan volta untuk membuktikan bahwa listrik tidak berasal dari jaringan hewan tapi yang dihasilkan oleh kontak dari berbagai logam, kuningan dan besi, di sebuah lingkungan lembab. Ironisnya, keduanya ilmuwan benar.

3.      Michael Faraday

Michael Faraday lahir pada tanggal 22 September 1791 di Newington Butts, Inggris. Ketika umurnya menginjak 20 tahun, dia mengikuti ceramah-ceramah yang diberikan oleh ilmuwan Inggris kenamaan. Salah satunya adalah Sir Humphry Davy, seorang ahli kimia yang juga kepala laboratorium Royal Institution. Berkat kegigihannya dalam belajar, hanya dalam waktu relatif singkat, ia dapat membuat penemuan-penemuan baru atas hasil kreasinya sendiri, yaitu menemukan dua senyawa klorokarbon dan berhasil mencairkan gas klorin dan beberapa gas lainnya. Berkat kepandainnya pula, Faraday dapat berhubungan dengan para ahli ternama, seperti Andre Marie Ampere.

Penemuan Faraday pertama yang penting di bidang listrik terjadi tahun 1821. Dua tahun sebelumnya Oersted telah menemukan bahwa jarum magnet kompas biasa dapat beringsut jika arus listrik dialirkan dalam kawat yang tidak berjauhan. Dari temuan ini, Faraday berkesimpulan, jika magnet diketatkan, yang bergerak justru kawatnya. Bekerja atas dasar dugaan ini, dia berhasil membuat suatu skema yang jelas di mana kawat akan terus-menerus berputar berdekatan dengan magnet sepanjang arus listrik dialirkan ke kawat. Sesungguhnya, dalam hal ini Faraday sudah menemukan motor listrik pertama, suatu skema pertama penggunaan arus listrik untuk membuat sesuatu benda bergerak. Betapa pun primitifnya, penemuan Faraday ini merupakan "nenek moyang" dari semua motor listrik yang digunakan dunia sekarang ini. Sejak penemuannya yang pertama pada tahun 1821, Michael Faraday si ilmuwan autodidak ini namanya mulai terkenal. Hasil penemuannya dianggap sebagai pembuka jalan dalam bidang kelistrikan. Hukum Faraday Dalam percobaan-percobaan yang dilakukannya pada tahun 1831, ia menemukan bahwa bila magnet dilalui sepotong kawat, arus akan mengalir di kawat, sedangkan magnet bergerak. Keadaan ini disebut "pengaruh elektromagnetik" dan penemuan ini disebut "Hukum Faraday". Dengan berbagai temuannya, tak berlebihan jika Faraday termasuk salah satu tokoh yang telah memberi sumbangan terbesar pada umat manusia. Ia seorang yang sederhana, seorang penemu yang mulai belajar secara autodidak.

2.2 PENGERTIAN SEL VOLTA (GALVANI)

Eletrokimia adalah ilmu yang berkaitan dengan listrik dan reaksi kimia. Sel elektrokimia terdiri dari sel volta atau sel galvani dan sel elektrolisis

Perbedaan antara sel volta dengan sel elektrolisis adalah :

Sel Volta · reaksi kimia diubah menjadi energi listrik · Reaksi redoks  spontan · Katoda (+) dan anoda (-) Contoh : sel aki

sel elektrolisis · energi listrik diubah menjadi reaksi kimia · Reaksi redoks tak spontan · Katoda (-) dan anoda (+)

Penemu Sel Volta/Galvani

Sel volta atau sel galvani adalah suatu sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah elektrode yang dapat menghasilkan energi listrik akibat terjadinya reaksi redoks secara spontan pada kedua elektroda tersebut. Sel volta terdiri atas elektroda negatif tempat berlangsungnya reaksi oksidasi yang disebut anoda, dan elektroda positif tempat berlangsungnya reaksi reduksi yang disebut katoda.

Susunan sel volta adalah :

 

Notasi sel :  Y | ion Y  || ion X | X

Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode (yang mengalami reduksi), dan  bagian kiri menyatakan anode (yang mengalami oksidasi). Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan dengan || sedangkan batas fasa dinyatakan |.

Pada gambar di atas, logam X mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding logam Y, sehingga logam Y bertindak sebagai anoda dan logam X bertindak sebagai katoda. Jembatan garam mengandung ion-ion positif dan ion-ion negatif yang berfungsi menetralkan muatan positif dan negatif dalam larutan elektrolit.

Contoh Soal Penulisan Notasi Sel :

Tuliskan notasi sel untuk reaksi

Cu²⁺ +Zn ® Cu + Zn²⁺

Maka notasi selnya : Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Prinsip kerja

1. Terdiri atas elektroda dan elektrolit yang dihubungkan dengan sebuah jembatan garam.
2. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi dan pada katoda terjadi reaksi reduksi.
3. Arus elektron mengalir dari katode ke anode.
4. Arus listrik mengalir dari katode ke anode.
5. Adanya jembatan garam untuk menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
6. Terjadi perubahan energi: energi kimia menjadi energi listrik.

Penjelasan Deret volta

Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-H⁺-Cu-Ag-Hg-Pt-Au

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H⁺ memiliki E°_red bertanda negatif. Semakin ke kiri, nilai E°_red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H⁺ memiliki E°_red bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai E°_red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu  mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).

Dari penjelasan tentang derat Volta di atas maka dapat dikatakan bahwa:

• Semakin ke kanan, semakin mudah direduksi dan sukar di oksidasi.
• Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi dan sukar direduksi.

Perhatikan gambar berikut!

Rangkaian sel volta yang terdiri atas elektroda magnesium dan seng, dengan potensial elektrode Mg²⁺ | Mg = – 2,38 volt , Zn²⁺ | Zn = – 0,76 volt.

Gambar sel Volta elektroda Mg dan Zn

Penjelasan :

potensial reduksi logam magnesium lebih negatif dari potensial reduksi logam zeng, sehingga logam magnesium bertindak sebagai anoda dan logam seng bertindak sebagai katoda.

Beda potensial Sel dirumuskan :

• Untuk keadaan standar dengan konsentrasi larutan 1 molar:                      

                    E^o_sel = E_katoda – E _anoda

• Untuk keadaan standar dengan konmsentrasi larutan tidak 1 molar:

                                                                 Ket:  n = jumlah electron

2.3  PRINSIP KERJA SEL VOLTA (GALVANI)                    

a. Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :

• Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.

• Aturan sel volta :

            - Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik

- Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif

- Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif

- Elektron mengalir dari anoda ke katoda

b.  Konsep-konsep Sel Volta

Sel Volta:

1. Deret Volta/Nerst

a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi,

makin aktif, dan sukar direduksi.

Prinsip:
1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi

2. Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda

3. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

Contoh dari sel galvani :

/ = potensial ½ sel

// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)

2.4  STRUKTUR SEL VOLTA 

Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dalam larutan elektrolit dan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat, sebuah sel volta akan tersusun. Pertama, logam dengan kecenderungan ionisasi yang lebih besar akan teroksidasi, menghasilkan kation yang terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation  yang terlarut dalam larutan elektrolit akan direduksi dengan adanya elektron yang mengalir ke logam tersebut.

Dalam gambar diagram skematik sel volta di atas terlihat arah arus listrik berlawanan dengan aliran elektron, jadi arus listrik mengalir dari logam yang kecenderungan ionisasinya lebih rendah ke logam yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi. Kemudian yang perlu dipahami disini bahwa kation yang dihasilkan dari reaksi pada elektroda negatif (oksidasi) berbeda dengan kation yang bereaksi pada elektroda positif (reduksi). Untuk lebih jelasnya perhatikan percobaan berikut ini :

Baterai Jeruk

Elektroda negatif/anoda : Logam Zn

Elektroda positif/katoda : Logam Cu

Larutan elektrolit : asam jeruk (H⁺) penggunaan Zn sebagai anoda karena kecenderungan ionisasi Zn lebih tinggi dari H dan Cu sebagai anoda karena kecenderungan ionisasi Cu lebih rendah dari H sehingga pada anoda logam Zn dioksidasi menghasilkan ion Zn²⁺ dan melepas elektron.

Zn → Zn²⁺ + 2 e^-

pada katoda ion H⁺ yang dihasilkan dari larutan asam jeruk direduksi menjadi molekul hidrogen.

2H⁺ + 2e^- → H₂

a.        Reaksi Pada Sel Galvani

Reaksi kimia yang terjadi pada bejana sebelah kanan merupakan reaksi reduksi dari ion tembaga (bilangan oksidasi positif) menjadi logam tembaga. Hal ini menyebabkan massa elektroda tembaga bertambah. Kekurangan muatan positif terhadap muatan negatif akibat reduksi tembaga segera disetimbangkan oleh muatan positif jembatan garam. Dengan demikian elektrolit tetap netral. Sebaliknya elektrolit dalam bejana kiri akan terjadi penambahan kation sebagai akibat reaksi oksidasi logam zink. Hal ini dapat diketahui karena berkurangnya massa elektroda zink. Reaksi sel yang terjadi adalah :

Zn (s) + Cu²⁺ ⇌ Zn²⁺ + Cu (s)

b.   Jembatan Garam

Jembatan garam adalah alat yang digunakan untuk menghubungkan reaksi reduksi dan oksidasi setengah sel dari sel volta. Jembatan garam berbentuk seperti huruf U terbalik yang diisi dengan larutan elektrolit KCl (dalam agar-agar) yang kedua ujungnya disumbat dengan kapas agar tidak terjadi aliran mekanis. Selain KCl, bisa juga digunakan elektrolit KNO₃, NaCl dan K₂SO₄. Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menghantarkan arus listrik antara kedua elektrolit yang berada dalam bejana. Selain itu, jembatan garam juga berguna untuk menetralkan kelebihan atau kekurangan muatan dari ion-ion yang ada dalam larutan di dalam kedua bejana selama reaksi elektrokimia berlangsung. Oleh karena itu syarat dari suatu zat yang digunakan untuk jembatan garam adalah zat tersebut tidak boleh bereaksi dengan elektrolit yang digunakan dalam pengukuran potensial sel.

c.    Elektroda Sel Galvani

Elektroda dalam sel Galvani terbalik dengan elektroda sel elektrolisis. Dalam sel Galvani,

• Anoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi oksidasi (kehilangan elektron). Anoda menarik anion.
• Katoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi reduksi (menerima elektron). Katoda menarik kation.

d.   Perhitungan Potensial Standar

Potensial listrik standar dapat ditentukan dengan menggunakan tabel potensial standar stengah sel. Langkah pertama adalah mengetahui logam apa yang bereaksi dalam sel. Kemudian mencari potensial elektroda standar (E⁰) dalam volt, dari masing-masing dua setengah reaksi.

Contoh perhitungan sel volta adalah sebagai berikut. Pada gambar di atas ada larutan ZnSO₄ dan CuSO₄ yang dihubungkan oleh jembatan garam. Elektroda yang digunakan adalah zink dan tembaga. Maka potensial standar yang dihasilkan adalah:

Cu²⁺ + 2 e^- ⇌ Cu E⁰ = +0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^- ⇌ Zn E⁰ = -0,76 V

Potensial standar didapatkan dengan cara menghitung E yang lebih besar dikurangi E yang lebih kecil. Jadi,

E⁰ = +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V

e.          Potensial Sel  Volta

Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan menggunakan potemsiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensial reduksi (E°red) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan potensial reduksi pada katoda.

sebagai contoh pada sel daniel :

Zn²⁺ + 2e → Zn       E° = -0,76 V 

Cu²⁺ + 2e → Cu      E° = +0,34 V

yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebih kecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi (E°red) lebih besar akan direduksi.

Anoda (oksidasi)       :   Zn            → Zn²⁺ + 2e     E° = +0,76 V

Katoda (reduksi)       :  Cu²⁺ + 2e  → Cu               E° = +0,34 V

Reaksi total (redoks) :   Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu    E° = +1,10 V

secara singkat dapat dihitung :

nilai E°red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. maka Zn akan dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E°oks Zn = +0,76 V

E°red Cu = +0,34 V

E°sel  = E°oks + E°red = 0,76 + 0,34 = 1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan.

maka sebaliknya reaksi :

Cu + Zn²⁺ → Cu²⁺ + Zn     E° = -1,10 V

nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akan dibahas pada bab sendiri yakni pada bab elektrolisis.

2.5  POTENSIAL ELEKTRODA

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua elektroda. Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (∆V) antara dua elektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol  yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel Daniell, bila diukur dengan potensiometer beda potensial pada  suhu 25°C saat konsentrasi ion Zn²⁺ dan Cu²⁺ sama adalah 1,10 V. Bila elektroda Cu/Cu²⁺ dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag⁺ , potensial sel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan untuk mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai potensial mutlak untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan.

Oleh karena itu, diperlukan 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.

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen/standar (H/H⁺) dan elektroda Zn/Zn²⁺ adalah -0,76 V. Bila elektroda Zn/Zn²⁺ diganti dengan elektroda Cu/Cu²⁺ maka besar potensial selnya menjadi +0,34 V.

H₂ + Zn²⁺ → 2H⁺ + Zn       E° = -0,76 V

H₂ + Cu²⁺ → 2H⁺ + Cu       E° = +0,34 V

karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V maka potensial reduksi (E°red) Zn dan Cu dapat ditentukan :

Zn²⁺ + 2e → Zn       E° = -0,76 V  disingkat E°red Zn = -0,76 V

Cu²⁺ + 2e → Cu      E° = +0,34 V disingkat E°red Cu = +0,34 V

potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron. jadi berdasarkan nilai potensial elektroda di atas, potensial elektroda Zn bernilai negatif (-) menunjukkan bahwa  Zn/Zn²⁺ lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H⁺ dan Cu bernilai positif (+) menunjukkan bahwa  Cu/Cu²⁺ lebih mudah untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H⁺.

Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi berarti semakin sukar dioksidasi. karena besar potensial oksidasi (E°oks) berlawanan dengan potensial reduksi (E°red).

Zn  → Zn²⁺ + 2e     E° = +0,76 V  disingkat E°oks Zn = +0,76 V

Cu → Cu²⁺ + 2e     E° = -0,34 V disingkat E°oks Cu = -0,34 V

Tabel Potensial Elektroda Standar

Setengah Reaksi Reduksi ( pada Katoda )	E°red (volts)
Li+(aq) + e- → Li(s)	-3.04
K+(aq) + e- → K(s)	-2.92
Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)	-2.76
Na+(aq) + e- → Na(s)	-2.71
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s)	-2.38
Al3+(aq) + 3e- → Al(s)	-1.66
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)	-0.83
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s)	-0.76
Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s)	-0.74
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)	-0.41
Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s)	-0.40
Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)	-0.23
Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s)	-0.14
Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s)	-0.13
Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s)	-0.04
2H+(aq) + 2e- → H2(g)	0.00
Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq)	0.15
Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq)	0.16
ClO4-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3-(aq) + 2OH-(aq)	0.17
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq)	0.22
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)	0.34
ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-(aq) + 2OH-(aq)	0.35
IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-(aq)	0.49
Cu+(aq) + e- → Cu(s)	0.52
I2(s) + 2e- → 2I-(aq)	0.54
ClO2-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO-(aq) + 2OH-(aq)	0.59
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq)	0.77
Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l)	0.80
Ag+(aq) + e- → Ag(s)	0.80
Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l)	0.85
ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-(aq)	0.90
2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq)	0.90
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l)	0.96
Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq)	1.07
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l)	1.23
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)	1.33
Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)	1.36
Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq)	1.44
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l)	1.49
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l)	1.78
Co3+(aq) + e- → Co2+(aq)	1.82
S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq)	2.01
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l)	2.07
F2(g) + 2e- → 2F-(aq)	2.87

            tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deret volta yang sering keluar dalam materi SMA disusun dalam baris sebagai berikut :

K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au

Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah menerima elektron dan merupakan oksidator (penyebab zat lain mengalami oksidasi).

Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas elektron dan merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami reduksi).

Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya :

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya :

Cu + Zn²⁺ → tidak bereaksi

2.6 PENERAPAN DALAM KEHIDUPAN SEHARI – HARI

      SEL VOLTA PRIMER

a.      Sel Kering Seng – Karbon

Sel kering juga dapat disebut sel Lenchanche atau baterai. Baterai kering ini mendapatkan hak paten penemuan di tahun 1866. Sel Lanchache ini terdiri atas suatu silinder zink berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO₂), salmiak (NH₄Cl), karbon (C), dan sedikit air. Dengan adanya air jadi baterai kering ini tidak 100% kering.

Sel ini biasanya digunakan sebagai sumber tenaga atau energi pada lampu, senter, radio, jam dinding, dan masih banyak lagi. Penggunaan logam seng adalah sebagai anoda sedangkan katoda digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang dicelupkan ditengah-tengah pasta. Pasta ini bertujuan sebagai oksidator. Seng tersebut akan dioksidasi sesuai dengan persamaan reaksi di bawah ini:

Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e^-  (anoda)

Sedangkan katoda terdiri atas campuran dari MnO₂ dan NH₄Cl. Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut:

2MnO_2(s) + 2NH₄⁺_(aq) 2e^- → Mn₂O_3(s) + 2NH_3(aq) + H₂O_(l)  (katoda)

Katoda akan menghasilkan ammonia, ammonia ini akan bereaksi dengan Zn²⁺ yang dihasilkan di anode. Reaksi tersebut akan membentuk ion yang kompleks [Zn(NH₃)₄]²⁺. Sel kering ini tidak dapat digunakan berulang kali dan memiliki daya tahan yang tidak lama. Dan harganya di pasaran sangatlah murah.

b.      Baterai Merkuri

Baterai merkuri ini merupakan satu dari baterai kecil yang dikembangkan untuk usaha perdagangan atau komersial. Anoda seng dan katoda merkuri (II) oksida (HgO) adalah penyusun dari baterai merkuri ini yang dihubungkan dengan larutan elektrolit kalium hidroksida (KOH). Sel ini mempunyai beda potensial ± 1,4V. Reaksi yang terjadi pada baterai ini adalah:

Zn_(s) + 2OH^-_(aq) → ZnO_(s) + H₂O + 2e^-  (anoda)

HgO_(s) + H₂O + 2e^- → Hg_(l) + 2OH^-_(aq)  (katoda)

Reaksi dari keseluruhan atau disebut reaksi bersih adalah:

Zn_(s) + HgO_(s) → ZnO_(s) + Hg_(l) 

c.       Baterai Perak Oksida

Baterai perak oksida tergolong tipis dan harganya yang relatif lebih mahal dari baterai-baterai yang lainnya. Baterai ini sangat populer digunakan pada jam, kamera, dan kalkulator elektronik. Perak oksida (Ag₂O) sebagai katoda dan seng sebagai anodanya. Reaksi elektrodenya terjadi dalam elektrolit yang bersifat basa dan mempunyai beda potensial sama seperti pada baterai alkaline sebesar 1,5V. Reaksi yang terjadi adalah:

Zn_(s) + 2OH^-_(aq) → Zn(OH)_2(s) + 2e^-  (anoda)

Ag₂O_(s) + H₂O + 2e^- → 2Ag_(s) + 2OH^-_(aq)  (katoda)

d.      Baterai Litium

Terdiri atas litium sebagai anoda dan MnO₂ sebagai oksidator (seperti pada baterai alkaline). Baterai Litium ini dapat menghasilkan arus listrik yang lebih besar dan daya tahannya lebih lama dibandingkan baterai kering yang berukuran sama. Berikut notasi dari baterai Litium:

Li│Li⁺ (pelarut non-air)│KOH (pasta)│MnO₂, Mn(OH)₃, C

SEL VOLTA SEKUNDER

a.      Aki Timbal

            Aki merupakan jenis baterai yang dapat digunakan untuk kendaran bermotor atau automobil. Aki timbal mempunyai tegangan 6V atau 12V, tergantung jumlah sel yang digunakan dalam konstruksi aki timbal tersebut. Aki timbal ini terdiri atas katoda PbO₂ (timbel(IV) oksida) dan anodanya Pb (timbel=timah hitam). Kedua zat sel ini merupakan zat padat, yang dicelupkan kedalam larutan H₂SO₄. Reaksi yang terjadi dalam aki adalah:

Pb_(s) + SO₄^2-(aq) → PbSO_4(s) + 2e^-  (anoda)

PbO_2(s) + 4H⁺_(aq) + SO₄^2-(aq) + 2e^- → PbSO_4(s) + 2H₂O  (katoda)

            Aki ini dapat diisi ulang dengan mengalirkan lagi arus listrik ke dalamnya. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anoda (Pb) mengirim elektron ke katoda (PbO₂). Sementara itu pada pengisian aki, elektrode timbal dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga Pb₂SO₄  yang terdapat pada elektrode timbal itu direduksi. Berikut reaksi pengisian aki:

PbSO_4(s) + H⁺(aq) +2e^- → Pb_(s) + HSO₄^-_(aq)  (elektrode Pb sebagai katoda)

PbSO_4(s) + 2H₂O_(l) → PbO_2(s) + HSO₄^-_(aq) + 3H⁺_(aq) + 2e^-   (elektrode PbO₂ sebagai anoda).

b.      Baterai Nikel Kadmium

Baterai nikel-kadmium merupakan baterai kering yang dapat diisi ulang. Sel ini biasanya disebut nicad atau bateray nickel-cadmium. Reaksi yang terjadi pada baterai nikel-kadmium adalah:

 Cd_(s) + 2OH^-(aq) → Cd(OH)_2(s) + 2e^-  (anoda)

NiO_2(s) + 2H₂O + 2e^- → Ni(OH)_2(s) + 2OH^-_(aq)  (katoda)

Reaksi keseluruhan adalah:

Cd_(s) + NiO_(aq) + 2H₂O_(l) → Cd(OH)_2(s) + Ni(OH)_2(s)

            Baterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Baterai nikel-kadmium memiliki tegangan sekitar 1,4V. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula.

c.       Sel Perak Seng

Sel ini mempunyai kuat arus (I) yang besar dan banyak digunakan pada kendaran-kendaraan balap. Sel perak seng dibuat lebih ringan dibandingkan dengan sel timbal seng. KOH adalah elektrolit yang digunakan dan elektrodenya berupa logam Zn (seng) dan Ag (perak).

d.      Sel Natrium Belerang

Sel natrium belerang ini dapat menghasilkan energi listrik yang lebih besar dari sel perak seng. Elektrodenya adalah Na (natrium) dan S (sulfur).       

e.       Sel Bahan Bakar

Sel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar seperti campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini biasanya digunakan untuk sumber energi listrik pesawat ulang-alik, pesawat Challenger dan Columbia. Yang berperan sebagai katode adalah gas oksigen dan anodanya gas hidrogen. Masing-masing elektrode dimasukkan kedalam elektrode karbon yang berpori-pori dan masing-masingnya elelktrode digunakan katalis dari serbuk platina.

Katoda: menghasilkan ion OH^-

O_2(g) + 2H₂O_(l) + 4e^- → 4OH^-_(aq)

Anoda: dari katode bereaksi dengan gas H₂

H_2(g) + 2OH^-_(aq) → 2H₂O_(l) + 2e^-

Reaksi selnya adalah: O_2(g) + 2H_2(g) → 2H₂O_(l)